Калий с чем взаимодействует – Химики помогите. *я торможу =(*. С чем взаимодействует оксид калия и гидроксид калия

Реакции, взаимодействие калия. Уравнения реакции калия с веществами

Реакции, взаимодействие калия. Уравнения реакции калия с веществами.

 

 

Калий реагирует, взаимодействует с неметаллами, металлами, полуметаллами, оксидами, кислотами, гидроксидами, солями, органическими соединениями и пр. веществами.

 

Реакции, взаимодействие калия с неметаллами

Реакции, взаимодействие калия с металлами и полуметаллами

Реакции, взаимодействие калия с оксидами

Реакции, взаимодействие калия с гидроксидами

Реакции, взаимодействие калия с солями

Реакции, взаимодействие калия с кислотами

Реакции, взаимодействие калия с водородосодержащими соединениями

Реакции, взаимодействие калия с органическими соединениями

 

Реакции, взаимодействие калия с неметаллами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия калия и кислорода:

2K + O₂ → KO₂ (t°),

2K + O₂ → K₂O₂ (t = -50 °C).

Реакция взаимодействия калия и кислорода происходит в первом случае с образованием надпероксида калия, во втором – пероксида калия. Первая реакция представляет собой сжигание калия на воздухе. В ходе первой реакции также образуется примесь – пероксид калия K2O2. Вторая реакция протекает в жидком аммиаке.

2. Реакция взаимодействия калия и селена:

2K + Se → K₂Se (t = 100-200 °C).

Реакция взаимодействия калия и селена происходит с образованием селенида калия.

3. Реакция взаимодействия калия и серы:

2K + S → K₂S (t = 100-200 °C).

Реакция взаимодействия калия и серы происходит с образованием сульфида калия.

4. Реакция взаимодействия калия и кремния:

Si + K → KSi (t°).

Реакция взаимодействия кремния и калия происходит с образованием силицида калия. Реакция протекает при сплавлении реакционной смеси.

5. Реакция взаимодействия калия и красного фосфора:

3K + P → K₃P (t = 200 °C).

Реакция взаимодействия калия и красного фосфора происходит с образованием фосфида калия. Реакция протекает в атмосфере аргона.

6. Реакция взаимодействия калия и хлора:

2K + Cl₂ → 2KCl.

Реакция взаимодействия калия и хлора происходит с образованием хлорида калия. Реакция протекает при комнатной температуре.

7. Реакция взаимодействия калия и водорода:

2K + H₂

 → 2KH (t = 200-350 °C).

Реакция взаимодействия калия и водорода происходит с образованием гидрида калия.

8. Реакция взаимодействия калия и брома:

2K + Br₂ → 2KBr.

Реакция взаимодействия калия и брома происходит с образованием бромида калия.

9. Реакция взаимодействия калия и иода:

I₂ + 2K → 2KI.

Реакция взаимодействия йода и калия происходит с образованием иодида калия.

10. Реакция взаимодействия калия и фтора:

F₂ + 2K → 2KF.

Реакция взаимодействия фтора и калия происходит с образованием фторида калия. Реакция протекает при комнатной температуре.

11. Реакция взаимодействия калия, кислорода и воды:

4K + O₂ + 2H₂O → 4KOH.

Реакция взаимодействия калия, кислорода и воды происходит с образованием гидроксида калия.

 

Реакции, взаимодействие калия с металлами и полуметаллами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия калия и сурьмы:

3K + Sb → K₃Sb (t°).

Реакция взаимодействия калия и сурьмы происходит с образованием стибида калия. Реакция протекает при сплавлении реакционной смеси.

2. Реакция взаимодействия калия и теллура:

2K + Te → K₂Te (t = 100-200 °C).

Реакция взаимодействия калия и теллура происходит с образованием теллурида калия.

3. Взаимодействие натрия и калия:

При сплавлении натрия и калия образуется жидкий натрий-калиевый сплав – NaK.

 

Реакции, взаимодействие калия с оксидами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия калия и воды:

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂.

Реакция взаимодействия калия и воды происходит с образованием гидроксида калия и водорода. Реакция протекает бурно.

2. Реакция взаимодействия калия и оксида кремния:

4K + 3SiO₂ → Si + 2K₂SiO₃ (t°).

Реакция взаимодействия калия и оксида кремния происходит с образованием кремния и силиката калия.

3. Реакция взаимодействия калия и оксида углерода:

4K + 2CO₂ → C + 2K₂CO₃ (t°).

Реакция взаимодействия калия и оксида углерода происходит с образованием углерода и карбоната калия.

4. Реакция взаимодействия калия и оксида бора:

3K + 2B₂O₃ → B + 3KBO₃ (t°).

Реакция взаимодействия калия и оксида бора происходит с образованием бора и метабората калия.

5. Реакция взаимодействия калия и оксида ванадия (III):

2V₂O₃ + 2K → 4VO + K₂O₂.

Реакция взаимодействия калия и оксида ванадия (III) происходит с образованием оксида ванадия (II) и пероксида калия.

 

Реакции, взаимодействие калия с гидроксидами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия калия и гидроксида натрия:

NaOH + K → KOH + Na (t = 380-450 °C).

Реакция взаимодействия гидроксида натрия и калия происходит с образованием гидроксида калия и натрия.

2. Реакция взаимодействия калия и гидроксида калия:

2K + 2KOH → 2K₂O + H₂ (t = 450 °C).

Реакция взаимодействия калия и гидроксида калия происходит с образованием оксида калия и водорода.

 

Реакции, взаимодействие калия с солями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия калия и хлорида ниобия:

NbCl₅ + 5K → Nb + 5KCl.

Реакция взаимодействия хлорида ниобия и калия происходит с образованием калия и хлорида ниобия.

2. Реакция взаимодействия калия и фторида кремния:

SiF₄ + 4K → Si + 4KF (t = 500 °C).

Реакция взаимодействия фторида кремния и калия происходит с образованием кремния и фторида калия.

3. Реакция взаимодействия калия и хлорида кремния:

SiCl₄ + 4K → Si + 4KCl (t = 600-700 °C).

Реакция взаимодействия хлорида кремния и калия происходит с образованием кремния и хлорида калия.

4. Реакция взаимодействия калия и бромида кремния:

SiBr₄ + 4K → Si + 4KBr (t = 100-150 °C).

Реакция взаимодействия бромида кремния и калия происходит с образованием кремния и бромида калия.

5. Реакция взаимодействия калия и хлорида иттрия:

YCl₃ + 3K → Y + 3KCl.

Реакция взаимодействия хлорида иттрия и калия происходит с образованием иттрия и хлорида калия.

 

Реакции, взаимодействие калия с кислотами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия калия и ортофосфорной кислоты:

6K + 2H₃PO₄ → 2K₃PO₄ + 3H₂.

Реакция взаимодействия калия и ортофосфорной кислоты происходит с образованием ортофосфата калия и водорода.

Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.

 

Реакции, взаимодействие калия с водородосодержащими соединениями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия калия и сероводорода:

2K + 2H₂S → 2KHS + H

2.

Реакция взаимодействия калия и сероводорода происходит с образованием гидросульфида калия и водорода. Реакция протекает в бензоле.

Аналогичные реакции протекают и с другими водородосодержащими соединениями.

 

Реакции, взаимодействие калия с органическими соединениями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия калия и этанола:

2Na + 2C₂H₅OH → C₂H₅ONa + H₂.

Реакция взаимодействия калия и этанола происходит с образованием этанолята калия и водорода. Реакция протекает при комнатной температуре.

2. Реакция взаимодействия калия с другими органическими соединениями:

Калий реагирует также со спиртами, фенолами, карбоновыми кислотами с образованием солей.

 

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

 

карта сайта

 

Коэффициент востребованности 82

Оксид калия: формула, взаимодействие :: SYL.ru

В неорганической химии существует три основных класса соединений. Это кислоты, щелочи и оксиды. Кислота состоит из катиона водорода и аниона кислотного остатка. Щелочь — из катиона металла и гидроксильной группы. Об оксидах мы поговорим подробнее далее.

Что такое оксид?

Это соединение, состоящее из двух разных химических элементов, одним из которых является кислород. Вторым же может быть металл или неметалл. Количество атомов кислорода зависит от валентности второго химического элемента, входящего в состав соединения. Так, например, валентность калия равна одному, поэтому оксид калия будет содержать один атом кислорода и два атома калия. Валентность кальция равна двум, поэтому его оксид будет состоять из одного атома кислорода и одного атома кальция. Валентность фосфора равна пяти, поэтому его оксид состоит из двух атомов фосфора и пяти атомов кислорода.

В этой статье мы более подробно поговорим про оксид калия. А именно — о его физических и химических свойствах, о его применении в различных областях промышленности.

Оксид калия: формула

Так как валентность данного металла равна одному, а валентность кислорода — двум, то это химическое соединение будет состоять из двух атомов металла и одного атома Оксигена. Итак, оксид калия: формула — К₂О.

Физические свойства

Рассматриваемый оксид обладает бледно-желтой окраской. Иногда он может быть и бесцветным. При комнатной температуре он обладает твердым агрегатным состоянием.

Температура плавления данного вещества равняется 740 градусам Цельсия.

Плотность составляет 2,32 г/см³.

При термическом разложении данного оксида образуется пероксид этого же металла и чистый калий.

Растворим в органических растворителях.

В воде не растворяется, а вступает в реакцию с ней.

Обладает высокой гигроскопичностью.

Химические свойства К₂О

Данное вещество обладает типичными для всех основных оксидов химическими свойствами. Рассмотрим химические реакции данного оксида с различными веществами по порядку.

Реакция с водой

В первую очередь оно способно реагировать с водой с образованием в результате гидроксида данного металла.

Уравнение такой реакции выглядит следующим образом:

Зная молярную массу каждого из веществ, из уравнения можно сделать следующий вывод: из 94 граммов рассматриваемого оксида и 18 граммов воды можно получить 112 граммов калий гидроксида.

С другими оксидами

Кроме того, рассматриваемый оксид способен реагировать с диоксидом карбона (углекислым газом). При этом образуется соль — карбонат калия.

Уравнение реакции оксида калия и оксида карбона можно записать следующим образом:

Так, можно сделать вывод, что из 94 граммов рассматриваемого оксида и 44 граммов углекислого газа получается 138 граммов калий карбоната.

Также рассматриваемый оксид может вступать в реакцию с оксидом сульфура. При этом образуется другая соль — калий сульфат.

Взаимодействие оксида калия с оксидом сульфура можно выразить следующим уравнением:

Из него видно, что, взяв 94 грамма рассматриваемого оксида и 80 граммов оксида сульфура, можно получить 174 грамма сульфата калия.

Таким же образом К₂О может реагировать и с другими оксидами.

Другой тип взаимодействия — реакции не с кислотными, а с амфотерными оксидами. В таком случае образуется не кислота, а соль. Примером такого химического процесса может служить взаимодействие рассматриваемого оксида с оксидом цинка.

Эту реакцию можно выразить следующим уравнением:

Из него видно, что при взаимодействии рассматриваемого оксида и оксида цинка образуется соль под названием калий цинкат. Если знать молярную массу всех веществ, то можно подсчитать, что из 94 граммов К₂О и 81 грамма оксида цинка можно получить 175 граммов калий цинката.

Также К₂О способен взаимодействовать с оксидом азота. При этом образуется смесь из двух солей: нитрата и нитрита калия. Уравнение этой реакции выглядит таким образом:

• К₂О + 2NO₂ = KNO₃ + KNO₂

Если знать молярные массы веществ, можно сказать, что из 94 граммов рассматриваемого оксида и 92 граммов оксида нитрогена можно получить 101 грамм нитрата и 85 граммов нитрита.

Взаимодействие с кислотами

Самый распространенный случай — оксид калия + серная кислота = сульфат калия + вода. Уравнение реакции выглядит таким образом:

• К₂О + H₂SO₄ = K₂SO₄ + Н₂О

Из уравнения можно сделать вывод, что для получения 174 граммов сульфата калия и 18 граммов воды необходимо взять 94 грамма рассматриваемого оксида и 98 граммов серной кислоты.

Похожим образом происходит химическое взаимодействие между рассматриваемым оксидом и азотной кислотой. При этом образуется нитрат калия и вода. Уравнение этой реакции можно записать следующим образом:

• 2К₂О + 4HNO₃ = 4KNO₃ + 2Н₂О

Таким образом, из 188 граммов рассматриваемого оксида и 252 граммов азотной кислоты можно получить 404 грамма нитрата калия и 36 граммов воды.

По такому же принципу рассматриваемый оксид может реагировать и с другими кислотами. В процессе этого будут образовываться другие соли и вода. Так, к примеру, при реакции этого оксида с фосфорной кислотой получается фосфат и вода, с хлоридной кислотой — хлорид и вода и так далее.

К₂О и галогены

Рассматриваемое химическое соединение способно реагировать и с веществами данной группы. К галогенам относятся простые соединения, состоящие из нескольких атомов одного и того же химического элемента. Это, например, хлор, бром, иод и некоторые другие.

Итак, хлор и оксид калия: уравнение:

• К₂О + СІ₂ = КСІ + КСІО

В результате такого взаимодействия образуется две соли: хлорид и гипохлорит калия. Из 94 грамм рассматриваемого оксида и 70 грамм хлора получается 74 грамма хлорида калия и 90 грамм гипохлорита калия.

Взаимодействие с аммиаком

К₂О способен реагировать с этим веществом. В результате такого химического взаимодействия образуется гидроксид и амид калия. Уравнение данной реакции выглядит следующим образом:

• К₂О + NH₃ = КОН + KNH₂

Зная молярные массы всех веществ, можно вычислить пропорции реагентов и продуктов реакции. Из 94 граммов рассматриваемого оксида и 17 граммов аммиака можно получить 56 граммов гидроксида калия и 55 граммов амида калия.

Взаимодействие с органическими веществами

Из органических химических веществ оксид калия взаимодействует с эфирами и спиртами. Однако эти реакции идут медленно и требуют специальных условий.

Получение К₂О

Данное химическое вещество можно получать несолькими способами. Вот самые распространенные из них:

1. Из нитрата калия и металлического калия. Эти два реагента нагревают, в результате чего образуется К₂О и азот. Уравнение реакции выглядит следующим образом: 2KNO₃ + 10К = N₂ + 6К₂О.
2. Второй способ происходит в два этапа. Сначала происходит реакция между калием и кислородом, в результате чего образуется пероксид калия. Уравнение реакции выглядит так: 2К + О₂ = К₂О₂. Далее пероксид обогащают калием, в результате чего и получают оксид калия. Уравнение реакции можно записать таким образом: К₂О₂ + 2К = 2К₂О.

Использование К₂О в промышленности

Наиболее часто рассматриваемое вещество используется в сельскохозяйственной промышленности. Данный оксид является одним из компонентов минеральных удобрений. Калий очень важен для растений, так как повышает их стойкость к различным заболеваниям. Также рассматриваемое вещество применяется в строительстве, так как может присутствовать в составе некоторых видов цемента. Кроме того, оно применяется в химической промышленности для получения других соединений калия.

Люди напишите характеристику химического элемента «калий. » ПОЖАЛУЙСТА!!!

КАЛИЙ (Kalium) K, химический элемент 1 (Ia) группы Периодической системы, относится к щелочным элементам. Атомный номер 19, атомная масса 39,0983. Состоит из двух стабильных изотопов 39K (93,259%) и 41K (6,729%), а также радиоактивного изотопа 40K с периодом полураспада ~109 лет. Этот изотоп играет в природе особую роль. Его доля в смеси изотопов составляет всего 0,01%, однако именно он является источником практически всего содержащегося в земной атмосфере аргона 40Ar, который образуется при радиоактивном распаде 40K. Кроме того, 40K присутствует во всех живых организмах, что, возможно, оказывает определенное влияние на их развитие. Изотоп 40K служит для определения возраста горных пород калий-аргоновым методом. Искусственный изотоп 42K с периодом полураспада 15,52 года используется в качестве радиоактивного индикатора в медицине и биологии. Степень окисления +1. Соединения калия известны с древних времен. Поташ – карбонат калия K2CO3 – издавна выделяли из древесной золы. Металлический калий был получен электролизом расплавленного едкого кали (KOH) в 1807 английским химиком и физиком Гемфри Дэви. Название «potassium», выбранное Дэви, отражает происхождение этого элемента из поташа. Латинское название элемента образовано от арабского названия поташа – «аль-кали» . В русскую химическую номенклатуру слово «калий» введено в 1831 петербургским академиком Германом Гессом (1802–1850). Распространение калия в природе и его промышленное извлечение. Содержание калия в земной коре составляет 1,84%. Он – следующий по распространенности элемент после натрия. В литосфере калий находится, главным образом, в виде алюмосиликатов, например, полевого шпата ортоклаза K2O·Al2O3·6SiO2, на долю которого приходится почти 18% массы земной коры. Большие отложения солей калия в сравнительно чистом виде образовались в результате испарения древних морей. Наиболее важными минералами калия для химической промышленности являются сильвин (KCl) и сильвинит (смешанная соль NaCl и KCl). Калий встречается также в виде двойного хлорида KCl·MgCl2·6h3O (карналлит) и сульфата K2Mg2(SO4)3 (лангбейнит) . Массивные слои солей калия были впервые обнаружены в Стассфурте (Германия) в 1856. Из них с 1861 по 1972 в промышленных масштабах добывали поташ. Океанская вода содержит около 0,06% хлорида калия. В некоторых внутренних водоемах, таких как озеро Солт-Лейк или Мертвое море, его концентрация может достигать 1,5%, что делает экономически целесообразной добычу элемента. В Иордании построен огромный завод, способный добывать миллионы тонн солей калия из Мертвого моря. Хотя натрий и калий почти одинаково распространены в горных породах, в океане калия примерно в 30 раз меньше, чем натрия. Это связано, в частности, с тем, что соли калия, содержащие больший катион, менее растворимы, чем соли натрия, и калий более прочно связывается в комплексных силикатах и алюмосиликатах в почве за счет ионного обмен в глинах. Кроме того, калий, который выщелачивается из горных пород, в большей степени поглощается растениями. Подсчитано, что из тысячи атомов калия, освобождающихся при химическом выветривании, только два достигают морских бассейнов, а 998 остаются в почве. «Почва поглощает калий, и в этом ее чудодейственная сила» , – писал академик Александр Евгеньевич Ферсман (1883–1945). Калий является важным элементом жизни растений, и развитие диких растений часто ограничивается доступностью калия. При недостатке калия растения медленнее растут, их листья, особенно старые, желтеют и буреют по краям, стебель становится тонким и непрочным, а семена теряют всхожесть. Плоды такого растения – это особенно заметно на фруктах – будут менее сладкими, чем у растений, получивших нормальную дозу калия. Недостаток калия возмещают удобрениями. Калийные удобрения являются основным видом калиесодержащей продукции (95%). Больше всего используется KCl, на его долю приходится более 90% калия, используемого в качестве удобрений. Мировое производство калийных удобрений в 2

Оксид калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 10 сентября 2018; проверки требуют 3 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 10 сентября 2018; проверки требуют 3 правки.

Оксид калия (K₂O) — бледно-жёлтое, иногда бесцветное вещество. Содержится в некоторых видах удобрений и цемента.

Химически активное вещество. На воздухе расплывается, поглощает СО₂, образуя карбонат калия:

K2O+CO2⟶K2CO3{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O+CO_{2}\longrightarrow K_{2}CO_{3}}}}

Бурно реагирует с водой, образуя гидроксид калия:

K2O+h3O⟶2KOH{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O+H_{2}O\longrightarrow 2KOH}}}

Реагирует со спиртом, с эфиром. Энергично взаимодействует с галогенами, расплавленной серой, разбавленными кислотами, образуя различные соединения калия^[1].

Оксид калия производят взаимодействием кислорода и калия, в результате реакции образуется пероксид калия, K₂O₂. Обогащением пероксида калием получают оксид^[2]:

K2O2+2K⟶2K2O{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O_{2}+2K\longrightarrow 2K_{2}O}}}

Более удобным способом является нагревание нитрата калия с металлическим калием:

2KNO3+10K⟶6K2O+N2↑{\displaystyle {\mathsf {2KNO_{3}+10K\longrightarrow 6K_{2}O+N_{2}\uparrow }}}

Гидроксид калия не может быть обезвожен до оксида.

Калий | Химия свойства элементов

Общие сведения и методы получения

Калий (К) — серебристо-белый металл, быстро тускнеющий на воздухе при обычных условиях. Относится к щелочным металлам. Его ближай­шие аналоги — литий, натрий, рубидий, цезий. Содержание в земной ко­ре —2,6% (по массе).

Наиболее распространенные минералы, содержащие калий: сильвин КС1, арканит K₂SO₄, калийная селитра KNO₃, калиевый полевой шпат (ортоклаз) K [ AlSi ₃ 0₈), калиевая слюда KAyAlSisOioHOH — Fk , карнал­лит KCl — MgCl ₂ -6 H ₂ 0 и др

В соединениях известен с глубокой древности. Металлический калий получен в 1807 г. английским химиком Деви электролизом влажного едкого калн, который назвал его потассием, В 1809 г. Гильберт предло­жил называть потассий калием (от арабского аль-кали-поташ). Это название было принято в России в 1840 г.

Масштабы производства и потребления калия значительно ниже, чем натрня. По химическим свойствам калий близок натрню, но имеет более высокую реакционную способность. По этой причине получение калия более затруднительно, и в тех случаях, когда применение калия или натрия сравнительно равноценно, предпочитают натрий. В про­мышленности калий получают по обменным реакциям между металли­ческим натрием н КОН или КО: KOH — f — Na -> NaOH + K ; KCl + Na -«—»- NaCl + K . В перзом случае реакция идет между расплавленным гид-роксндом КОН и жидким натрием — противотоком в тарельчатой ре­акционной колонне прн 380—440 °С, во втором —через расплавленную соль КС1 пропускают пары натрия при 760—800 °С; выделяющиеся пары калия конденсируют. Электролиз расплавленных КОН и КС) при­меняют мало, вследствие низкого выхода по току н большой химиче­ской активности калия,

Физические свойства

Атомные характеристики. Атомный помер 19, атомная масса 39,098 а. е. м., атомный объем 43,50*10^-6 м³/моль. Атомный радиус (ме­таллический) 0,236 нм, ионный радиус К+ 0,133, ковалентный 0,203 нм. Конфигурация внешних электронных оболочек атома калия 3 p ⁶ 4 s ‘. Ка­лий имеет два стабильных изотопа ³⁹К (93,08 %) и ⁴¹К (6,91 %) и один слабо радиоактивный изотоп ⁴⁰К (0,0119%) с периодом полураспада 1,32-10⁹ лет. Известно несколько искусственных радиоактивных изото­пов калия, среди которых практическое применение нашел изотоп «К с периодом полураспада 0,52 сут. Калий прн комнатной температуре об­ладает о. ц. к. решеткой с периодом а = 0,5247 нм Энергия кристалли­ческой решетки 90,2 мкДж/кмоль. Потенциалы ионизации атома калия /(эВ): 4,339, 31,81, 45,9 Работа выхода электронов q >=2,22 эВ. Электро­отрицательность 0,8. Работа выхода электронов для различных граней монокристалла калия: q >=2,4 эВ для грани (100), ф = 2,75 эВ для гра­ни (ПО), ф = 2,35 эВ для гранн (111).

Механические свойства

Твердость калия по Бринеллю при комнатной температуре НВ 0,4 МПа. Давление истечения калия по Н. С. Курнакову и А. И. Никитинскому 0,9 МПа прн диаметре матрицы 15,25 мм и выходном отверстии 2,86 мм (295,15 К). Модуль нормальной упругости Е при растяжении при 83 К равен 3,5 ГПа. Значения модуля Е, полученные на монокристалличе­ских образцах, в большой степени зависят от их ориентировки. Так, при 80 К значение Е вдоль направления < 11 1 > составляет 6,5 ГПа и снижается до 1,30 ГПа вдоль направления <100>.

Калий обладает большой сжимаемостью при приложении внешнего давления: х=32,4*10^-11 Па^-1.

Химические свойства

Калий — щелочной металл, является более активным элементом, чем натрий. По химическим свойствам калий более близок к рубидию и це­зию, чем к натрию н литию. Во всех химических соединениях, в том числе гидридах, проявляет степень окисления+1.

На воздухе калий очень быстро покрывается рыхлой пленкой окси­дов, поэтому его хранят в керосине или парафиновом масле. При не­значительном нагреве на воздухе калий возгорается.

Калий — един из наиболее электроположительных элементов. В ряду напряжений калий стоит далеко впереди водорода и вытесняет его из воды, образуя при этом сильное основание КОН.

Соединение устойчиво при атмосферном давлении и нагреве до 400 °С, а затем начинает распадаться с образованием оксида калия К₂0. Этот окенд имеет кристаллическую решетку типа CaF ₂ с периодом 0 = 0,644 нм, рентгеновская плотность 2,33 Мг/м³.

Гидроксид калия КОН представляет собой твердую, белую, хруп­кую массу плотностью 2,04 Мг/м³, плавящуюсч при 360,34 °С. Водный раствор гидроксида калия носит назваине калиевого щелока. КОН хо­рошо растворяется в метиловом и этиловом спиртах, эти растворы на­зывают спиртовым калиевым щелоком. Теплота образования КОН Дг /обр = 102,3 кДж/моль, плотность соединения 2,1 Мг/м³, температура плавления 678 К (405 °С). КОН хорошо растворим в воде.

С хлором калнй образует хлорид КО, который начинает заметно улетучиваться при температурах более низких, чем температура его плавления (гпл = 708^оС). Кристаллическая решетка КО—типа NaCl с периодом а=0,6277 нм.

Карбид калия К₂С₂ получается при взаимодействии калия с ацети­леном при 50 °С, характеризуется исключительно высокой химической активностью, самовоспламеняется даже в атмосфере SiO₂ и С0₂; при взаимодействии с водой взрывается.

Калий образует большое число химических соединений с электроот­рицательными элементами, прежде всего с элементами III — VIB под­групп, например галлием, таллием, оловом, висмутом, свинцом, теллу­ром. В этих соединениях, как правило, превалирует ионный или инно-ковалентиый тип связи. С натрием, одним из своих ближайших соседей по группе, калнй образует фазу Лавеcа KNa ₂ типа MgCu ₂ (С15). Ха­рактерная черта этого соединения — металлическая природа связи меж­ду атомами ьалия и натрия. Непрерывных твердых растворов в систе­мах с участием калия при обычных условиях не наблюдается.

Технологические свойства

Калий — очень мягкий и пластичный металл, легко поддающийся пла­стической деформации на холоду.

Области применения

Калий получил значительно более узкое промышленное применение по сравнению с натрием, что вызвано его более высокой химической ак­тивностью и повышенной стоимостью. Калий используют для производ­ства пероксида КгО, служащего для регенерации кислорода. Сплавы натрия с 40—90 % К, сохраняющие жидкое состояние при комнатной температуре, незаменимы в качестве теплоносителей для реакторов на быстрых нейтронах, так как наряду с благоприятными ядерно-физиче­скими свойствами обладают теплопроводностью, на несколько поряд­ков превосходящей теплопроводность обычных жидкостей.

Пары калия его сплавов с натрием могут быть использованы как рабочие тела для транспортных энергетических установок, так как эти материалы отличаются низкими температурами плавления и кипения, а также высокими критическими параметрами этих металлов и большими значениями теплот парообразования.

Низкий потенциал ионизации атомов калия, как и других щелочных металлов, определяет его использование в газоразрядных приборах.

Широкое применение в народном хозяйстве получила калийная се­литра — одно из самых ценных минеральных удобрений. Ее также ис­пользуют при производстве пороха, так как в отличие от натриевой селитры она практически не гигроскопична. Большое промышленное значение имеет гидроксид калия. В технике его получают в основном электролизом раствора КС1. Большую часть гидроксида калия транс­портируют в виде концентрированных растворов (примерно 50 %-ных). Выпариванием раствора получают твердый КОН. Калиевый щелок

применяют главным образом при производстве мыла как поглотитель диоксида углерода. В мыловаренном и стекольном производствах, а также при крашении, отбелке и отмывке шерстяных изделий широко используют карбонат калия К₂СО₃.

Щелочные металлы — Википедия

Группа →	1
↓ Период
2
3
4
5	37 Рубидий [Kr]5s1
6
7	87 Франций [Rn]7s1

Щелочны́е мета́ллы — элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы)^[1]: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами.

Общая характеристика щелочных металлов[править | править код]

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns¹. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — самый низкий) и электроотрицательности (ЭО). Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядных катионов. Однако существуют и соединения, где щелочные металлы представлены анионами (см. Алкалиды).

Некоторые атомные и физические свойства щелочных металлов

Атомный номер	Название, символ	Число природных изотопов	Атомная масса	Энергия ионизации, кДж·моль−1	Сродство к электрону, кДж·моль−1	ЭО	ΔHдисс, кДж·моль−1	Металл. радиус, нм	Ионный радиус (КЧ 6), нм	tпл, °C	tкип, °C	Плотность, г/см³	ΔHпл, кДж·моль−1	ΔHкип, кДж·моль−1	ΔHобр, кДж·моль−1
3	Литий Li	2	6,941(2)	520,2	59,8	0,98	106,5	0,152	0,076	180,6	1342	0,534	2,93	148	162
11	Натрий Na	1	22,989768(6)	495,8	52,9	0,99	73,6	0,186	0,102	97,8	883	0,968	2,64	99	108
19	Калий К	2+1а	39,0983(1)	418,8	46,36	0,82	57,3	0,227	0,138	63,07	759	0,856	2,39	79	89,6
37	Рубидий Rb	1+1а	85,4687(3)	403,0	46,88	0,82	45,6	0,248	0,152	39,5	688	1,532	2,20	76	82
55	Цезий Cs	1	132,90543(5)	375,7	45,5	0,79	44,77	0,265	0,167	28,4	671	1,90	2,09	67	78,2
87	Франций Fr	2а	(223)	380	(44,0)	0,7	—	—	0,180	20	690	1,87	2	65	—
119	Унуненний Uue

^а Радиоактивные изотопы: ⁴⁰K, T_1/2 = 1,277·10⁹ лет; ⁸⁷Rb, T_1/2 = 4,75·10¹⁰ лет; ²²³Fr, T_1/2 = 21,8 мин; ²²⁴Fr, T_1/2 = 3,33 мин.

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.

• 

Многие минералы содержат в своём составе щелочные металлы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмосиликата калия K₂[Al₂Si₆O₁₆], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na₂[Al₂Si₆O₁₆]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl·KCl, карналлит KCl·MgCl₂·6H₂O, полигалит K₂SO₄·MgSO₄·CaSO₄·2H₂O.

Химические свойства щелочных металлов[править | править код]

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li) 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.

Взаимодействие с водой[править | править код]

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

2 Li+2 h3O⟶2 LiOH+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2\ Li+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH+\ H_{2}\uparrow }}}

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.

Взаимодействие с кислородом[править | править код]

Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

• Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

4 Li+ O2⟶2 Li2O{\displaystyle {\mathsf {4\ Li+\ O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O}}}

2 Na+ O2⟶ Na2O2{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ O_{2}\longrightarrow \ Na_{2}O_{2}}}}

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

K+ O2⟶ KO2{\displaystyle {\mathsf {K+\ O_{2}\longrightarrow \ KO_{2}}}}

Rb+ O2⟶ RbO2{\displaystyle {\mathsf {Rb+\ O_{2}\longrightarrow \ RbO_{2}}}}

Cs+ O2⟶ CsO2{\displaystyle {\mathsf {Cs+\ O_{2}\longrightarrow \ CsO_{2}}}}

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

2 Na+2 NaOH⟶2 Na2O+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ NaOH\longrightarrow 2\ Na_{2}O+\ H_{2}\uparrow }}}

2 Na+ Na2O2⟶2 Na2O{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ Na_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O}}}

3 K+ KO2⟶2 K2O{\displaystyle {\mathsf {3\ K+\ KO_{2}\longrightarrow 2\ K_{2}O}}}

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О2−
2 и надпероксид-ион O−
2.

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО₃. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой увеличивается в ряду от Li до Cs:

Формула кислородного соединения	Цвет
Li2O	Белый
Na2O	Белый
K2O	Желтоватый
Rb2O	Жёлтый
Cs2O	Оранжевый
Na2O2	Светло- жёлтый
KO2	Оранжевый
RbO2	Тёмно- коричневый
CsO2	Жёлтый

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li2O+ h3O⟶2 LiOH{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}O+\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH}}}

K2O+ SO3⟶ K2SO4{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O+\ SO_{3}\longrightarrow \ K_{2}SO_{4}}}}

Na2O+2 HNO3⟶2 NaNO3+ h3O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O+2\ HNO_{3}\longrightarrow 2\ NaNO_{3}+\ H_{2}O}}}

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

Na2O2+2 NaI+2 h3SO4⟶ I2+2 Na2SO4+2 h3O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ NaI+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ I_{2}+2\ Na_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}}

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

Na2O2+2 h3O⟶2 NaOH+ h3O2{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaOH+\ H_{2}O_{2}}}}

2 KO2+2 h3O⟶2 KOH+ h3O2+ O2↑{\displaystyle {\mathsf {2\ KO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ KOH+\ H_{2}O_{2}+\ O_{2}\uparrow }}}

Взаимодействие с другими веществами[править | править код]

Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:

2 Na+ h3⟶2 NaH{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ H_{2}\longrightarrow 2\ NaH}}}

2 Na+ Cl2⟶2 NaCl{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ Cl_{2}\longrightarrow 2\ NaCl}}}

2 K+ S⟶ K2S{\displaystyle {\mathsf {2\ K+\ S\longrightarrow \ K_{2}S}}}

6 Li+ N2⟶2 Li3N{\displaystyle {\mathsf {6\ Li+\ N_{2}\longrightarrow 2\ Li_{3}N}}}

2 Li+2 C⟶ Li2C2{\displaystyle {\mathsf {2\ Li+2\ C\longrightarrow \ Li_{2}C_{2}}}}

При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) щелочные металлы реагируют с кислотами.

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:

2 Na+2 Nh4⟶2 NaNh3+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ NH_{3}\longrightarrow 2\ NaNH_{2}+\ H_{2}\uparrow }}}

При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:

KNh3+ h3O⟶ KOH+ Nh4↑{\displaystyle {\mathsf {KNH_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ KOH+\ NH_{3}\uparrow }}}

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

2 Na+2 Ch4Ch3OH⟶2 Ch4Ch3ONa+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}CH_{2}OH\longrightarrow 2\ CH_{3}CH_{2}ONa+\ H_{2}\uparrow }}}

2 Na+2 Ch4COOH⟶2 Ch4COONa+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}COOH\longrightarrow 2\ CH_{3}COONa+\ H_{2}\uparrow }}}

Качественное определение щелочных металлов[править | править код]

Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:

Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями

Щелочной металл	Цвет пламени
Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Буро-красный
Cs	Фиолетово-красный

Электролиз расплавов галогенидов[править | править код]

Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

2 LiCl⟶2 Li+ Cl2↑{\displaystyle {\mathsf {2\ LiCl\longrightarrow 2\ Li+\ Cl_{2}\uparrow }}}

катод: Li++e⟶Li{\displaystyle {\mathsf {Li^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Li}}}

анод: 2Cl−−2e⟶Cl2↑{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}}}-2e\longrightarrow {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow }

Электролиз расплавов гидроксидов[править | править код]

Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

4 NaOH⟶4 Na+2 h3O+ O2↑{\displaystyle {\mathsf {4\ NaOH\longrightarrow 4\ Na+2\ H_{2}O+\ O_{2}\uparrow }}}

катод: Na++e⟶Na{\displaystyle {\mathsf {Na^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Na}}}

анод: 4OH−−4e⟶2h3O+O2↑{\displaystyle {\mathsf {4OH^{-}}}-4e\longrightarrow {\mathsf {2H_{2}O+O_{2}}}\uparrow }

Восстановление из галогенидов[править | править код]

Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600—900 °C:

2 MCl+ Ca⟶2 M↑+ CaCl2{\displaystyle {\mathsf {2\ MCl+\ Ca\longrightarrow 2\ M\uparrow +\ CaCl_{2}}}}

Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка.^{[источник не указан 3167 дней]}

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из водных растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

Гидроксиды[править | править код]

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

2 NaCl+2 h3O⟶ h3↑+ Cl2↑+2 NaOH{\displaystyle {\mathsf {2\ NaCl+2\ H_{2}O\longrightarrow \ H_{2}\uparrow +\ Cl_{2}\uparrow +2\ NaOH}}}

катод: 2 H++2 e⟶ h3↑{\displaystyle 2\ {\mathsf {H^{+}}}+2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {H_{2}}}\uparrow }

анод: 2 Cl−−2 e⟶ Cl2↑{\displaystyle 2\ {\mathsf {Cl^{-}}}-2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow }

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

Na2CO3+ Ca(OH)2⟶ CaCO3↓+2 NaOH{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow \ CaCO_{3}\downarrow +2\ NaOH}}}

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na₂CO₃.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

2 LiOH+ h3SO4⟶ Li2SO4+2 h3O{\displaystyle {\mathsf {2\ LiOH+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ Li_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}}

2 KOH+ CO2⟶ K2CO3+ h3O{\displaystyle {\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O}}}

KOH+ Al(OH)3⟶ K[Al(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {KOH+\ Al(OH)_{3}\longrightarrow \ K[Al(OH)_{4}]}}}

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:

2 LiOH⟶ Li2O+ h3O{\displaystyle {\mathsf {2\ LiOH\longrightarrow \ Li_{2}O+\ H_{2}O}}}

Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Соли[править | править код]

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na₂CO₃. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. 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+ Nh4+ CO2+ h3O⟶ NaHCO3↓+ Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {NaCl+\ NH_{3}+\ CO_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ NaHCO_{3}\downarrow +\ NH_{4}Cl}}}

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:

2 Nh5Cl+ Ca

Основания. Химические свойства и получение

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме⁺ (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH₄⁺) и гидроксид-аниона ОН^—.

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания. Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются.

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например, оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na₂O + H₂O → 2NaOH

При этом оксид меди (II)  с водой не реагирует:

CuO + H₂O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий), кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например, калий реагирует с водой очень бурно:

2K⁰ + 2H₂⁺O →  2K⁺OH + H₂⁰

 

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов. Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например, электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

щелочь + соль₁ = соль₂↓ + щелочь

либо

щелочь + соль₁ = соль₂↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + 2KOH

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

 

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами  (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

 Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

Cu(OH)₂ + CO₂ ≠

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например, гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III)  и воду при прокаливании:

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид  ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид  ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например, гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4Fe⁺²(OH)₂ + O₂⁰ + 2H₂O → 4Fe⁺³(O^-2H)₃

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации. Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

Например, гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при  мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH + H₃PO₄  → NaH₂PO₄ + H₂O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

2NaOH + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + 2H₂O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH + H₃PO₄ → Na₃PO₄ + 3H₂O

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли, а в растворе – комплексные соли.

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например, при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

NaOH + Al(OH)₃ = NaAlO₂ + 2H₂O

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄]

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (как правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь_{(избыток)} + кислотный оксид = средняя соль + вода

либо:

щёлочь + кислотный оксид_{(избыток)} = кислая соль

Например, при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO₂ = NaHCO₃ 

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе, при условии, что в продуктах образуется газ или  осадок. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Например, гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе:

Cu²⁺SO₄^2- + 2Na⁺OH^— = Cu²⁺(OH)₂^—↓ + Na₂⁺SO₄^2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например, гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

NH₄⁺NO₃^— + K⁺OH^— = K⁺NO₃^— + NH₃↑ + H₂O

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль !

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид, взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла.

Например, избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

ZnSO₄ + 2KOH = Zn(OH)₂↓ + K₂SO₄

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид. А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей. Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

ZnSO₄ + 4KOH = K₂[Zn(OH)₄] + K₂SO₄

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла_{(избыток)} + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь_{(избыток)} = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например, гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

KHSO₃ + KOH = K₂SO₃ + H₂O

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO₃ мы разбиваем на уольную кислоту H₂CO₃ и карбонат натрия Na₂CO₃. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например, железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6H₂⁺O = 2Na[Al⁺³(OH)₄] + 3H₂⁰

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О₂ ≠

NaOH +N₂ ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например, хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl₂⁰ = NaCl^— + NaOCl⁺ + H₂O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl₂⁰ = 5NaCl^— + NaCl⁺⁵O₃ + 3H₂O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например, в растворе:

2NaOH +Si⁰ + H₂⁺O= NaCl^— + Na₂Si⁺⁴O₃ + 2H₂⁰

Фтор окисляет щёлочи:

2F₂⁰ + 4NaO^-2H = O₂⁰ + 4NaF^— + 2H₂O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li₂O + H₂O

 

Поделиться ссылкой: