碱金属及其氧化物知识大全
来源: | 作者: | 时间:2017-12-29 | 浏览  | 设置字体:

一、过氧化物的性质

1、过氧化钠的结构特点:过氧化钠是离子化合物,阴离子是过氧根(O22-),其中氧元素的化合价为-1价,因此过氧化钠既有氧化性又有还原性,而以氧化性为主,是强氧化剂。

2、过氧化钠不是碱性氧化物:碱性氧化物的定义是:当和酸反应只生成盐和水的氧化物。而过氧化钠与酸反应除了生成盐和水以外,还有氧气生成。例如:

2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑

3、过氧化钠的氧化性和还原性:过氧化钠中,杨元素的化合价为-1价,当作氧化剂时,氧元素降至-2价;当作还原剂时,氧元素的化合价为0价。

⑴作氧化剂: Na2O2+SO2=Na2SO4

在碱性条件下可以氧化一些中强氧化性物质。

例:Na2O2+MnO2=Na2MnO4

⑵作还原剂:即遇到强氧化剂时,Na2O2被氧化。

⑶歧化反应

a、与水反应

b、与酸反应

c、与CO2反应 2Na2O2+2CO2=2NaCO3+O2↑

这类反应的实质是过氧化钠先与水作用生成过氧化氢,其后过氧化氢再分解产生氧气。

Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2

Na2O2+H2SO4=Na2SO4+H2O2

2H2O2=2H2O+O2↑

4、过氧化物的漂白作用与氯气漂白作用类似,是不可逆过程,表现了过氧化钠的强氧化性。

5、Na2O与Na2O2的性质比较:

氧化物

Na2O

Na2O2

结构

离子化合物,氧元素化合价为-2价

离子化合物,氧元素化合价为-1价

类别

碱性氧化物

过氧化物

颜色状态

白色固体

淡黄色固体

与水反应

Na2O+2H2O=2NaOH

2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑

与CO2反应

Na2O+CO2=Na2CO3

2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑

与酸反应

Na2O+2HCl=2NaCl+H2O

2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑

用途

制NaOH

用于潜水航空的制备剂,做漂白剂(漂白织物羽毛等)


二、NaCO3和NaHCO3的性质


Na2CO3

NaHCO3

俗称

纯碱、苏打

小苏打

外观

白色粉末,NaCO3·10H2O为晶体,易风化

细小的白色晶体

与强酸反应

CO32-+2H+=H2O+CO2↑

HCO3-+H+=H2O+CO2↑

与强碱反应

与碱一般不反应,但可生成沉淀的碱

Ca2++CO32-=CaCO3↓

HCO3-+OH-=H2O+CO32-

热稳定性

稳定

受热分解:2NaHCO3=(△)Na2CO3+H2O+CO2

用途

制肥皂、玻璃、造纸、纺织

制发酵粉、治疗胃酸过多

相互转化


2、Na2CO3和NaHCO3在水中溶解性及电离

Na2CO3和NaHCO3都溶于水,但NaHCO3在水中的溶解度较小,这与其它碳酸盐在水中的溶解性规律不同。盐类在水中溶解性的一般规律是酸式盐的溶解性大于正盐的溶解性。候德榜制碱法正是利用NaHCO3在水中溶解度小的性质,向饱和的氯化钠和氨的混合液中通路过量CO2,析出NaHCO3。

在水中的电离:NaCO3=2Na++CO32-

NaHCO3=Na++HCO3-

3、NaCO3和NaHCO3与酸反应:NaHCO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑

NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑

NaHCO3与酸反应剧烈得多,消耗的酸少(泡沫灭火器中盛有NaHCO3)CO2气体逸出;Na2CO3溶液中开始无气体逸出,加酸至一定量以后才有CO2气体产生。由此可鉴别Na2CO3溶液和NaHCO3溶液。

将Na2CO3溶液或NaHCO3溶液加入酸溶液中时,有预算是过量的,都会立即产生CO2气体逸出。

4、Na2CO3和NaHCO3与碱反应。

Na2CO3只能与某些可溶性碱[如Ca(OH)2]发生复分解反应。而NaHCO3中由于有一个H原子,HCO3-可电离出一个H+,可与所有的可溶性碱反应,

某反应的离子方程式为:HCO3-+OH-=H2O+CO32-

5、NaCO3和NaHCO3的鉴别

根据热稳定性进行鉴别:分别加热固体NaCO3和NaHCO3,有气体放出的是NaHCO3。鉴别其溶液的方法是:将稀酸逐滴加入Na2CO3溶液和NaHCO3中,一开始就有气体放出的是NaHCO3溶液;也可加入少量BaCl2溶液或CaCl2溶液,产生白色沉淀者为Na2CO3溶液。

6、Na2CO3和NaHCO3的提纯。

Na2CO3中含有NaHCO3,加热分解NaHCO3成Na2CO3;NaHCO3中含有 Na2CO3时通入足量的CO2气体,使NaHCO3转化成NaHCO3.


三、碱金属元素

1、碱金属所包含的元素

碱金属包含Li、Na、K、Rb、Cs、Fr等六种元素。由于Fr是人工放射性;不在中学中学习。

2、碱金属元素的原子结构

相似性:碱金属元素的原子最外层只有一个电子,次外层为8个电子,(其中Li原子次外层只有2个电子)。所以在化学反应中,碱金属元素的原子总是失去最外层的一个电子而显+1价。

递交性:Li、Na、Rb、Cs等碱金属元素的原子核外电子层数是逐渐增减增多的,原子半径也逐渐易失去,元素的金属活动性逐渐增强。

3、碱金属的物理性质及其变化规律

(1)颜色:银白色金属(Cs略带金色光泽);

(2)硬度:随Li、Na、K、Rb、Cs金属的硬度逐渐减小。这是由于原子的电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,原子半径逐渐增大,原子之间的作用力逐渐减弱所以导致金属的硬度小,用小刀可切开。

(3)碱金属的熔点低。熔点最高的锂为180.5℃,铯的熔点是28.4℃。随着原子序数的增加,单质的熔点逐渐降低。

(4)碱金属的密度小。Li、Na、K的密度小于水的密度,且锂的密度小于煤油的密度。按道理,随着原子序数的增大,碱金属的密度应逐渐增大。但钾的密度却小于钠的密度,出现“反常”现象。这是由于金属的密度取决于两个方面的作用,一方面是相对原子质量的作用,另一方面是原子体积的作用。从钠到钾的相对原子质量增大所起的作用小于原子体积增大的作用,所以钾的密度反而比钠的密度小。

4、碱金属的化学性质

碱金属与钠一样都是活泼的金属,其性质与钠的性质类似。但由于碱金属原子结构相互之间又有不同,其金属性活泼的程度有所差异,其化合物性质也有差异。

(1)与水反应

相似性:碱金属单质都能与水反应,生成碱和氢气。

2R+2H2O=2ROH+H2↑(R代表碱金属原子)

递交性:随着原子序数的增大,金属与水反应的剧烈程度增大,其生成物的碱性增强。例如:Na于冷水反应放出热量将钠溶成小球,而K与冷水反应时K球发红,氢气燃烧,并有轻微爆炸。LiOH是中强碱,CsOH是最强碱。

(2)与非金属反应

相似性:碱金属的单质可占大多数非金属单质反应,生成物都是含R+阳离子的离子化合物。

差异性:碱金属与氧气反应时,除Li和常温下缓慢氧化的Na能生成正常的氧化物(R2O)外,其余的碱金属氧化物是复杂氧化物。

4Li+O2=2Li2O

4Na+O2=(缓慢氧化)2Na2O

2Na+O2=(燃烧)Na2O2

K+O2=KO2[超氧化钾,O的化合价为(-1/2价)]

碱金属与氧化物反应:

碱金属单质都有较强的还原性,可还原金属氧化物及不活泼的金属氧化物。工业常用金属Na还原稀有金属的化合物制备稀有金属。

(4)与盐溶液反应

碱金属与盐的水溶液反应,首先是金属与水反应生成碱和氧气。碱再与盐反应。特别注意:碱金属单质都不能从盐溶液中置换出较不活泼金属。

5、焰色反应

(1)概念:焰色反应是指某些金属化合物在火焰中灼烧时,火焰呈特殊的颜色。

(2)几种金属及其离子的焰色

Li(或Li+)紫红 K(或K+)紫色(隔蓝色钴玻璃观看) Na(或Na+)黄色

Rb(或Rb+)紫色 Ca(或Ca2+)砖红色 Ba(或Ba2+)黄绿色

Sr(Sr2+)洋红色

(3)焰色反应是物理变化。焰色是因为金属原子或离子外围电子发生跃迁,然后回落到原位时放出的能量。由于电子回落过程放出能量的频率不同而产生不同的光。所以焰色反应中没有新物质生成。

(4)焰色反应实验的注意事项:

a、火焰最好是无色的或浅色的,以免干扰离子的焰色。

b、每次实验前要将铂丝在盐酸洗净关在灯焰上烧至火焰无色(在酒精灯焰上烧至不改变焰色)

c、观察钾原子的紫色火焰应隔着蓝色钴玻璃片,以滤去对紫色光有遮盖的作用黄光。

6、碱金属的实验室保存方法

碱金属都是活泼金属,极易与空气中的水、氧气等反应,保存时应隔绝空气和水,金属钠、金属钾保存在干燥的煤油中,而金属里的密度小,只能保存于液态石蜡中。


NaOH

(1)氢氧化钠的物理性质:白色固体,有强吸水性、易潮解,可作中性或碱性气体的干燥剂,如干燥NH3、H2、O2、CO等,一般将氢氧化钠和生石灰按一定比例混合制碱石灰.

(2)化学性质:强碱、具有碱的通性.用NaOH溶液吸收SO2时:

2NaOH+SO2= Na2SO3+H2O(SO2适量)

NaOH+SO2= NaHSO3(SO2过量)

2NaOH+CO2= Na2CO3+H2O(CO2适量)

NaOH+CO2= NaHCO3(CO2过量)

(3)制法:

工业制法:2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑

制取少量时:Na2CO3+Ca(OH)2= CaCO3↓+2NaOH


学习网(zznyy.com)版权所有 【复制转发QQ好友】【 回顶部】 【收藏文章】【打印】【关闭
 >> 网友评论   文明上网,理性发言 共有条评论    
            

学习网是公益学习类网站,所有资料仅供学习者免费参考

版权所有·学习教育网 Copygight © 2009-2017