Свойства простых веществ и ионов

Рассмотрение атомных и физических свойств щелочных металлов. Характеристика лития, его физические и химические данные. Реагирование пероксид натрия на кислород, серу, натрий, моно и диоксид углерод. Свойства основных гидроксидов, гидрида и оксида калия.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык русский
Дата добавления 26.10.2014
Размер файла 31,9 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru

Основные характеристики элементов 1 группы

3 Li

11 Na

19 K

37 Rb

55 Cs

Металлический радиус, Е

1,52

1,86

2,27

2,48

2,65

Ионный радиус (КЧ 6), нм

0,076

0,102

0,138

0,152

0,167

Энергия ионизации I1 (кДж/моль)

520,2

495,8

418,8

403

375,7

Электроотрицательность по Полингу

0,98

0,93

0,82

0,82

0,79

по Оллреду-Рохову

0,97

1,01

0,91

0,89

0,86

Содержание в земной коре, масс. %

1,8·10-3

2,27

1,84

7,8·10-3

2,6·10-4

Электронная конфигурация

[He]2s1

[Ne]3s1

[Ar]4s1

[Kr]5s1

[Xe]6s1

Свойства простых веществ и ионов элементов 1 группы

Li

Na

K

Rb

Cs

Энергия атомизации (кДж/моль)

162

108

90

82

78

Тпл °С

180

98

64

40

28

Ткип °С

1342

883

759

688

671

Стандартная энергия Гиббса гидратации M+(кДж/моль)

-477

-371

-300

-275

-253

Радиус гидратированного иона, Е

3,4

2,76

2,32

2,28

2,28

Стандартный электродный потенциал E° (M+(aq)/M) (В, отн. H+/H)

-3,04

-2,71

-2,93

-2,98

-3,03

Некоторые атомные и физические свойства щелочных металлов

Название,

символ

Число природных изотопов

Атомная масса

ДHдисс, кДж*моль-1

Металл. радиус, нм

с,

г/смі

ДHпл, кДж* моль-1

ДHкип, кДж* моль-1

ДHобр, кДж*моль-1

Li

2

7

106,5

0,152

0,534

2,93

148

162

Na

1

23

73,6

0,186

0,968

2,64

99

108

К

2+1а

39

57,3

0,227

0,856

2,39

79

89,6

Rb

1+1а

85

45,6

0,248

1,532

2,20

76

82

Cs

1

133

44,77

0,265

1,90

2,09

67

78,2

Fr

(223)

--

--

1,87

2

65

--

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.

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.

Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы.

Li - Литий

Щелочной металл, серебристо белый, самый легкий из металлов, мягкий, низкоплавкий. Реакционноспособный: на воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой. Воспламеняется при умеренном нагревании, окрашивает пламя газовой горелки в темно - красный цвет. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, неметаллами, аммиаком.

1. 2Li + 2H2O = 2LiOH + H2^.

2. 2Li + 2HCl(разб.)= 2LiCl + H2^.

3. 2Li + 3H2SO4(конц.)= 2LiHSO4 + SO2^ +2H2O.

4. 3Li + 4HNO3(разб.)= 3LiNO3 + NO^ +2H2O.

5. 2Li + H2 = 2LiH (500-700? C).

6. 2Li + E2 = 2LiE (комн., E=F,Cl,Br; выше 200? C, E=I).

7. 4Li + O2 = 2Li2O (выше 200? C, примесь Li2O2).

8. 2Li + S = Li2S (выше 130? C).

11. 4Li + Si = Li4Si (600-700? C, примесь Li2Si).

LiH - гидрид лития

Белый, легкий, плавится без разложения, разлагается при дальнейшем нагревании. Сильный восстановитель: реагирует с водой, кислотами, неметаллами, оксидами неметаллов.

1. 2LiH = 2Li + H2 (850? C или вак ., 450? C).

2. LiH + H2O = LiOH + H2^.

3. LiH + HCl(разб.)= LiCl + H2^ (комн.).

4. 2LiH + O2 = 2LiOH (выше 500? C).

5. LiH + Cl2 = LiCl + HCl (400-450? C).

6. 2LiH + 2S = Li2S+H2S (300-350? C).

7. 3LiH + N2 = Li3N + NH3 (500-600? C).

8. 2LiH + 4C(графит)= Li2C2 + C2H2 (400? C).

9. 2LiH + 2SO2 = Li2SO4 + H2S (200? C).

10. LiH + CO2 = Li(HCOO) [до 250? C, p].

12. LiH + NH3 = LiNH2 + H2 (350? C).

13. LiH + NH3(ж) = LiNH2v +H2^ (?40? C).

14. 4LiH + AlCl3 = Li[AlH4] + 3LiClv (в эфире).

Li2О - оксид лития

Белый, гигроскопичный, тугоплавкий, при нагревании не разлагается. Проявляет свойства основных оксидов, энергично реагирует с водой, кислотами, металлами, кислотныйми оксидами, поглощает СО2 из воздуха.

1. Li2O+H2O = 2LiOH.

2. Li2O + 2HCl(разб.)= 2LiCl + H2O.

3. Li2O+H2S = Li2S+H2O (900-1000? C).

4. Li2O + Mg = 2Li + MgO (выше 800? C).

5. 3Li2O + 2Al = 6Li + Al2O3 (выше 1000? C).

6. Li2O + CO2 = Li2CO3 (500-600? C).

Li2О2 - пероксид лития

Белый, при нагревании разлагается без плавления. Полностью гидролизуется водой, реагирует с кислотами. Энергично поглощает СО2 из воздуха.

1. 2Li2O2 = 2Li2O+O2 (200-400? C).

2. Li2O2 · H2O = Li2O2 + H2O (выше 0? C).

3. Li2O2 + 2H2O(хол.)= 2LiOH + H2O2.

2Li2O2 + 2H2O(гор.)= 4LiOH + O2^.

4. Li2O2 + 2HCl(разб., хол.)= 2LiCl + H2O2,

2Li2O2 + 2H2SO4(разб., гор.)= 2Li2SO4 + 2H2O+O2^.

5. 2Li2O2 + 2CO2 = 2Li2CO3 + O2 (выше 200? C),

Li2O2 + CO = Li2CO3 (40-70? C)

LiОН - гидроксид лития

Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается в атмосфере Н2. Хорошо растворяется в воде. Проявляет свойства основных гидроксидов ( щелочь ), реагирует с кислотами, кислотными оксидами, поглощает СО2 из воздуха.

1. 2LiOH = Li2O+H2O (800-1000? C, в атмосфере H2).

2. LiOH·H2O = LiOH + H2O (500? C, в атмосфере H2).

3. LiOH(разб.)+4H2O = [Li(H2O)4]+ + OH-.

4. LiOH + HCl(разб.)= LiCl + H2O.

5. 2LiOH(конц.)+CO2 = Li2CO3v +H2O (комн.).

6. 2LiOH(насыщ.)+SO2 = Li2SO3 + H2O.

7. 2LiOH(хол.)+Cl2 = LiClO + LiCl + H2O,

6LiOH(гор.)+3Cl2 = LiClO3 + 5LiCl + 3H2O.

LiNO3 -нитрат лития

Белый, гигроскопичный, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается, хорошо растворяется в воде. Окислитель при спекании.

1. 4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + O2 (475-650? C).

2. LiNO3 · 3H2O = LiNO3 + 3H2O (200? C, вак.).

3. LiNO3(разб.)+4H2O = [Li(H2O)4]+ + NO-3 (pH 7).

LiCL - хлорид лития

Белый, расплывается на воздухе, плавится и кипит без разложения, хорошо растворяется в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Вступает в реакции обмена.

1. LiCl · H2O = LiCl + H2O (выше 98? C).

2. LiCl(разб.)+4H2O = [Li(H2O)4]+ + Cl- (pH 7).

3. 2LiCl(т) + H2SO4(конц.)= Li2SO4 + HCl^ (кип.).

4. LiCl(хол.)+AgNO2(насыщ.)LiNO2 + AgClv.

5. LiCl(конц.)+4(NH3 ·H2O)[конц.]= [Li(NH3)4Cl] + 4H2O.

Li2S -сульфид лития

Светло - желтый, плавится без разложения, хорошо растворяется в воде ( сильный гидролиз по аниону ). Восстановитель, во влажном состоянии окисляется О2 воздуха. Реагирует с кислотами и неметаллами.

1. Li2S(разб.)+8H2O = 2[Li(H2O)4]+ + S2-,

S2- + H2O = HS- + OH-; pKо = 1,09.

2. Li2S + 2HCl(разб.)= 2LiCl + H2S^.

3. Li2S + 3H2SO4(конц.)= 2LiHSO4 + SO2^ +Sv +H2O.

4. Li2S + 4HNO3(конц.)= 2LiNO3 + 2NO2^ +Sv +H2O.

5. Li2S + 2O2 = Li2SO4 (выше 300? C).

6. 2Li2S + 2H2O(хол.)+O2 = Sv +4LiOH.

Li2SO4 -сульфат лития

Белый, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде, вступает в реакции обмена.

1. Li2SO4(разб.)+8H2O = 2[Li(H2O)4]+ + SO2-4 (pH 7).

2. Li2SO4 + H2SO4(конц.)= 2LiHSO4.

3. Li2SO4(конц.)+Na2CO3 = Li2CO3v +Na2SO4 (кип.).

4. Li2SO4 + BaCl2 = BaSO4v +2LiCl

5. Li2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4v +2LiOH

6. Li2SO4 + 4H2 = Li2S + 4H2O (600-700? C).

Na - Натрий

Щелочной металл, серебристо белый (в тонком слое - с фиолетовым оттенком ), легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Темно - красный пар натрия состоит из атомов Na и молекул Na2 В особых условиях образуется фиолетово - синий коллоидный раствор натрия в эфире. Химически растворяется в жидком NH3, расплаве NaOH. Весьма реакционно способный: на воздухе покрывается оксидной пленкой ( тускнеет ), воспламеняется при умеренном нагревании. Сильный восстановитель: энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет. Наиболее распространненый металл в морской воде.

1. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2^.

2. 2Na + 2HCl(разб.)= 2NaCl + H2^.

3. 2Na + 2NaOH = 2Na2O+H2 (600? C).

4. 2Na + H2 = 2NaH (250-400? C, p).

5. 2Na + O2(воздух)= Na2O2 (сжигание, примесь Na2O),

2Na + O2 = Na2O2 (250-400? C).

6. 4Na + O2 + 2H2O = 4NaOH.

2Na + E2 = 2NaE (комн., E=F,Cl; 150-200? C, E = Br,I).

8. 2Na + E = Na2E (выше 130? C, E=S,Se,Te),

2Na +nS = Na2(Sn) [-40? C, в жидк. NH3, n = 1,2,4,5].

9. 6Na + N2 = 2Na3N (100? C, электрич. разряд),

3Na + P(красн.)= Na3P(зел.) [200? C, в атмосфере Ar].

10. 2Na + 2C(графит)= Na2C2 (150-200? C).

11. 2Na + 2H2S(насыщ.)= 2NaHSv +H2^ (в бензоле).

NaН - гидрид натрия

Белый, при нагревании разлагается, под избыточным давлением Н2 плавится без разложения. Сильный восстановитель: реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом

1. 2NaH = 2Na + H2 (430-500? C, вак.).

2. NaH + H2O = NaOH + H2^.

3. NaH + HCl(разб.)= NaCl + H2^.

4. 2NaH + O2 = 2NaOH (выше 230? C).

5. NaH + Cl2 = NaCl + HCl (450-500? C),

2NaH + 2S = Na2S+H2S (350-400? C).

6. 2NaH + 4C(графит)= Na2C2 + C2H2 (350? C).

7. NaH + CO2 = Na(HCOO) [до 200? C, p].

8. NaH + NH3(г) = NaNH2 + H2 (350? C).

Na2O -- ОКСИД НАТРИЯ

Белый, термически устойчивый, тугоплавкий. Проявляет сильные основные свойства; энергично взаимодействует с водой (образуется щелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами.

1. 2Na2O = Na2O2 + 2Na (выше 700? C).

2. Na2O+H2O = 2NaOH.

3. Na2O + 2HCl(разб.)= 2NaCl + H2O.

4. Na2O + CO2 = Na2CO3 (450-550? C).

5. 2Na2O+O2 = 2Na2O2 (250-350? C, p).

Na2O2 -- пероксид натрия

Белый (иногда желтоватый из-за примеси NaO2). При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением O2. Поглощает CO2 из воздуха.

Полностью разлагается водой, кислотами. Энергично реагирует с кислородом, серой, натрием, моно и диоксидом углерода. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.

1. 2Na2O2 = 2Na2O+O2 (400-675? C, вак.).

2. Na2O2 + 8H2O(влага)= Na2O2 · 8H2O (0? C).

3. Na2O2 + 2H2O(хол.)= H2O2 + NaOH,

2Na2O2 = 2H2O(гор.)= O2^ +4NaOH.

4. Na2O2 + 2HCl(разб., хол.)= 2NaCl + H2O2.

5. 2Na2O2 = 2H2SO4(разб., гор.)= 2Na2SO4 + 2H2O+O2^.

6. Na2O2 + O2 = 2NaO2 (450-500? C, p).

8. 2NA2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2, Na2O2 + CO = Na2CO3 (комн.).

9. Na2O2 + MnO2 = Na2MnO4 (400-500? C).

10. Na2O2 + 2Na = 2Na2O (130-200? C, в атмосфере Ar).

11. 5Na2O2+8H2SO4(разб.)+2KMnO4 = 5O2^ +2MnSO4+8H2O+5Na2SO4+ K2SO4.

NaOH -- ГИДРОКСИД НАТРИЯ

Едкий натр, каустическая сода, каустик. Белый, гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (с высоким экзоэффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Сильно снижает растворимость многих солей натрия в воде. Не растворяется в жидком аммиаке.

Проявляет свойства основных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами. Поглощает CO2 из воздуха.

Реагирует с неметаллами, металлами, амфотерными оксидами и гидроксидами.

1. NaOH· H2O = NaOH + H2O (100-400? C, вак.).

2. NaOH(разб.)+4H2O = [Na(H2O)4]+ + OH-.

3. NaOH + HCl(разб.)= NaCl + H2O.

4. 2NaOH + H2SO4(разб.)= Na2SO4 + H2O,

NaOH + H2SO4(конц., хол.)= NaHSO4 + H2O.

5. NaOH + HNO3(разб.)= NaNO3 + H2O.

6. 2NaOH(кон., хол.)+E2 = NaEO + NaE + H2O (E = Cl,Br,I),

6NaOH(кон., гор.)+3E2 = NaEO3 + 5NaE + 3H2O.

7. 2NaOH + 2Na = 2Na2O+H2 (600? C).

8. 4NaOH + 3Ca = 3CaO + Na2O + 2Na + 2H2 (600? C).

9. 4NaOH + 6NO = 4NaNO2 + N2 + 2H2O (350-400? C).

10. 2NaOH(хол.)+NO + NO2 = 2NaNO2 + H2O,

4NaOH(гор.)+4NO2 + O2 = 4NaNO3 + 2H2O.

11. 2NaOH + Al2O3 = 2NaAlO2 + H2O (900-1100? C),

NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O (1000? C).

12. 2NaOH(конц., гор.)+3H2O + Al2O3 = 2Na[Al(OH)4],

NaOH(конц.)+Al(OH)3 = Na[Al(OH)4].

NaNO3 -- НИТРАТ НАТРИЯ

Натронная (чилийская) селитра, нитратин. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с высоким эндоэффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Практически не растворяется в концентрированной азотной кислоте. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом.

1. 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2 (380-500? C, примеси Na2O, NO2).

2. NaNO2(разб.)+4H2O = [Na(H2O)4]+ + NO-3 (pH 7).

3. 2NaNO3 + (NH4)2SO4 = Na2SO4 + 2N2O + 4H2O (230-300? C).

4. 3NaNO3+ 4NaOH + Cr2O3 = 2Na2CrO4+ 3NaNO2+ 2H2O (350-400? C).

Na2SO4 -- СУЛЬФАТ НАТРИЯ

Тенардит; глауберова соль, или мирабилит (гидрат). Белый. Плавится и кипит без разложения.

Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Вступает в реакции обмена. Восстанавливается водородом, углеродом

1. 2(Na2SO4 ·10H2O)(ж) = Na2SO4v +Na2SO4(насыщ.) +20H2O (32,384? C).

2. Na2SO4(разб.)+8H2O = 2Na[(H2O)4]+ + SO2-4 (pH 7).

3. Na2SO4(т) + H2SO4(конц.)= 2NaHSO4(р).

4. Na2SO4 + SO3 = Na2S2O7.

5. Na2SO4 + 4H2 = Na2S + 4H2O (550-600? C, кат. Fe2O3).

6. NA2SO4 + 2C(кокс)+CaCO3 = Na2CO3 + CaS + CO2 (1000? C).

7. Na2SO4 + BaX2 = BaSO4v +2NaX (X = Cl?,OH?).

NaHSO4 -- ГИДРОСУЛЬФАТ НАТРИЯ

Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO4 . Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции обмена.

1. 2NaHSO4 = Na2S2O7 + H2O (250-320? C, вак.).

2. NaHSO4 · H2O = NaHSO4 + H2O (до 120? C, вак.),

3. NaHSO4(конц.)+4H2O = [Na(H2O)4]+ + HSO-4 ,

HSO-4+ H2O = SO2-4+ H3O+ (разбавление).

4. NaHSO4 + NaOH(конц.)= Na2SO4 + H2O.

5. NaHSO4 + NaCl = Na2SO4 + HCl (450-800? C).

NaCl -- ХЛОРИД НАТРИЯ

Поваренная соль, галит. Белый, слабогигроскопичный, гигроскопичность резко повышается в присутствии естественных примесей, например солей магния. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде (гидролиза нет); растворимость мало зависит от температуры, но сильно снижается в присутствии HCl, NaOH, хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Главная составная часть природных залежей каменной соли, сильвинита, рапы соляных озер.

1. NaCl · 2H2Ov= NaCl(насыщ.)+2H2O (до +0,15? C),

NaCl · 2H2O = NaCl + 2H2O (комн., в сухом воздухе).

2. NaCl(разб.)+4H2O = [Na(H2O)4]++ Cl- (pH 7).

3. NaCl(т) + H2SO4(конц.)= NaHSO4 + HCl^ (до 50? C).

4. NaCl + NaHSO4 = Na2SO4 + HCl (450-800? C).

6. 10NaCl(т) + 8H2SO4(конц., гор.)+2KMnO4(т) = 5Cl2 ^ +2MnSO4 +

+5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

7. NaCl(насыщ.)+AgNO2(насыщ.)= NaNO2 + AgClv,

NaCl(разб.)+AgNO3 = NaNO3 + AgClv.

8. NaCl(насыщ.)+H2O + NH3 + CO2 = NaHCO3v +NH4Cl.

9. NaCl + AlCl3 = Na[AlCl4] (до 300? C).

Na2S -- СУЛЬФИД НАТРИЯ

Белый, плавится без разложения, термически устойчивый. Безводный порошкообразный Na2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноактивный; во влажном состоянии окисляется O2 воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель.

1. Na2S · 9H2O = Na2 + 9H2O (15-35? C, над конц. H2SO4,P4O10).

2. Na2S(разб.)+8H2O = 2Na[H2O)4]+ + S2-,

S2- + H2O = HS- + OH-; pKо = 1,09.

3. Na2S + 2HCl(разб.)= 2NaCl + H2S^.

4. Na2S + 4HNO3(конц.)= 2NaNO3 + 2NO2^ +Sv +2H2O.

5. Na2S(т) + 2O2 = Na2SO4 (выше 400? C).

6. Na2S+H2S(насыщ.)= 2NaHS.

K -- КАЛИЙ

Щелочной металл. Серебристо-белый (в тонком слое с фиолетовым оттенком), мягкий, низкоплавкий. Сине-зеленый пар калия состоит из атомов K (преобладают) и молекул K2. Химически растворяется в жидком аммиаке (темно-синий раствор), расплаве гидроксида калия. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с O2 воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося H2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Практически не реагирует с азотом (в отличие от Li и Na). Хорошо сохраняется под слоем бензина или керосина. С ртутью образует амальгаму. Не сплавляется с Li, Mg, Zn, Cd, Al и Ga. Образует интерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет. Пятый по распространенности в природе металл.

1. 2K + 2H2O = 2KOH + H2^.

2. 2K + 2HCl(разб.)= 2KCl + H2^.

3. 8K + 6H2SO4(разб.)= 4K2SO4 + SO2 + Sv +6H2O (примесь H2S),

4. 2K + 2KOH = 2K2O+H2 (450? C).

5. 2K + H2 = 2KH (200-350? C).

6. K+O2(воздух)= KO2 (сгорание, примесь K2O2),

7. 4K + O2 + 2H2O = 4KOH.

8. 2K + E2 = 2KE (комн., E=F,Cl,Br,I).

11. 2K + 2H2S(насыщ.)= 2KHSv +H2^ (в бензоле).

12. 2K + 2NH3(г) = 2KNH2 + H2 (65-105? C).

13. K + 6NH3(ж) = [K(NH3)6](т.-син.) [?50? C],

KH -- гидрид калия

Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением H2 плавится без разложения. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, хлором.

1. 2KH = 2K + H2 (400? C, вак.).

2. KH + H2O = KOH + H2^.

3. KH + HCl(разб.)= KCl + H2^.

4. 2KH + O2 = 2KOH (выше 200? C).

5. KH + Cl2 = KCl + HCl (400-450? C).

6. KH + NH3(г) = KNH2 + H2 (300? C).

K2O -- оксид калия

Белый, термически устойчивый. Проявляет основные свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, жидким аммиаком.

калий атомный литий

1. 2K2O=K2O2 + 2K (350-430? C).

2. K2O+H2O = 2KOH.

3. K2O + 2HCl(разб.)= 2KCl + H2O.

4. K2O + CO2 = K2CO3 (400? C).

5. K2 + 2NO2 = KNO2 + KNO3 (150-200? C).

6. K2O + Al2O3 = 2KAlO2 (1000? C).

K2O2 -- ПЕРОКСИД КАЛИЯ

Белый (с примесью KO2 -- светло-желтый). При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением O2. Чувствителен к CO2 воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами, реагирует с металлами и неметаллами. Проявляет кислительно-восстановительные свойства

1. 2K2O2 = 2K2O+O2 (выше 500? C).

2. K2O2 + 2H2O(хол.)= 2KOH + H2O2,

2K2O2 + 2H2O(гор.)= 4KOH + O2.

3. K2O2 + 2HCl(разб., хол.)= 2KCl + H2O2.

4. 2K2O2 + 2H2SO4(разб., гор.)= 2K2SO4 + 2H2O+O2^.

5. K2O2 + O2(воздух)= 2KO2 (комн.).

6. 2K2O2 + 2CO2 = 2K2CO3 + O2, K2O2 + CO = K2CO3 (комн.).

7. 2K2O2 + C(графит)= K2CO3 + K2O (100? C).

8. 5K2O2 + 8H2SO4(разб.)+2KMnO4 = 5O2^ +2MnSO4 + 6H2SO4 + 8H2O.

KNO3 -- НИТРАТ КАЛИЯ

Калийная (индийская) селитра. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворяется в воде с высок им эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом.

1. 2KNO3 = 2KNO2 + O2 (400-520? C).

2. KNO3(разб.)+6H2O = [K(H2O)6]++ NO-3 (pH 7).

3. KNO3 + H2SO4(конц.)= HNO3^ +KHSO4 (вак.).

4. 2KNO3+ 3C(графит)+S = N2 + 3CO2+ K2S (сгорание «черного пороха»).

5. 6KNO3 + 10Al = 6KAlO2 + 2Al2O3 + 3N2 (400? C).

6. KNO3 + Pb = KNO2 + PbO (350-400? C),

7. 3KNO3 + 2KOH + Fe = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O (400-420? C).

K2SO4 -- СУЛЬФАТ КАЛИЯ

Арканит. Белый, термически устойчивый. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена. Восстанавливается водородом, углеродом.

1. K2SO4(разб.)+12H2O = 2[K(H2O)6]+ + SO2-4 (pH 7).

2. K2SO4(т) + H2SO4(конц.)= 2KHSO4.

3. K2SO4 + SO3 = K2S2O7.

4. K2SO4 + BaX2 = BaSO4v +2KX (X = Cl?,OH?).

5. K2SO4 + 4H2 = K2S + 4H2O (600? C, кат. Fe2O3).

6. K2SO4 + 4C(кокс)= K2S + 4CO (900? C).

KHSO4 -- ГИДРОСУЛЬФАТ КАЛИЯ

Меркалит. Белый. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде, создает кислотную среду за счет полного протолиза иона HSO-4 . Кристаллогидратов не образует. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода.

1. 2KHSO4 = K2SO4 + H2SO4 (240? C),

2KHSO4 = K2S2O7 + H2O (320-340? C).

2. KHSO4(конц.)+6H2O = [K(H2O)6]+ + HSO-4 ,

HSO-4 + H2O = SO2-4 + H3O+ (разбавление водой).

3. KHSO4 + KOH(конц.)= K2SO4 + H2O.

4. KHSO4 + KCl = K2SO4 + HCl (450-700? C).

5. KHSO4 + H2O2(конц.)= KHSO3(O2)+H2O

KCl -- ХЛОРИД КАЛИЯ

Сильвин. Белый, плавится и кипит без разложения. Умеренно растворяется в воде(гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Плохо растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, жидком аммиаке. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена. Главная составляющая часть (наравне с NaCl) природных залежей сильвинита.

1. KCl(разб.)+6H2O = [K(H2)6]+ + Cl- (pH 7).

2. 2KCl(т) + H2SO4(конц.)= K2SO4 + 2HCl^ (кип.).

3. KCl + KHSO4 = K2SO4 + HCl (450-700? C).

4. 10KCl(т)+8H2SO4(конц., гор.)+2KMnO4(т) = 5Cl2^ +2MnSO4+6K2SO4+

+ 8H2O.

5. KCl(конц.)+NaClO4(насыщ.)= KClO4v +NaCl (10? C).

K2S -- СУЛЬФИД КАЛИЯ

Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порошкообразный K2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный; во влажном состоянии окисляется кислородом воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель.

1. K2S · 5H2O=K2S + 5H2O (150? C).

2. K2S(разб.)+12H2O = 2[K(H2O)6]+S2-,

S2- + H2O = HS- + OH-; pKо = 1,09.

3. K2S + 2HCl(разб.)= 2KCl + H2S^.

4. K2S + 3H2SO4(конц.)= 2KHSO4 + SO2^ +Sv +2H2O.

6. K2S(т) + 2O2 = K2SO4 (выше 500? C).

7. K2S(р) + (n ?1)S = K2(Sn) [кип.],

8. K2S+H2S(насыщ.)= 2KHS.

Rb -- РУБИДИЙ

Щелочной металл. Белый, мягкий, весьма низкоплавкий. Пар рубидия окрашен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком NH3 (темно-синий раствор), расплаве RbOH. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель. Энергично реагирует с O2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося водорода), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется лишь под слоем парафинового или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

1. 2Rb + 2H2O = 2RbOH + H2^.

2. 2Rb + 2HCl(разб.)= 2RbCl + H2^.

3. 8Rb + 6H2SO4(разб., хол.)= 4Rb2SO4 + SO2 + Sv +6H2O (примесь H2S).

4. 21Rb + 26HNO3(разб., хол.)= 21RbNO3 + NO^ +N2O^ +N2^ +13H2O.

5. 2Rb + 2RbOH = 2Rb2O+H2 (400? C).

6. 2Rb + H2 = 2RbH (300-350? C, p).

7. Rb + O2(воздух)= RbO2 (сгорание).

8. 4Rb + O2 = 2Rb2O (на холоду),

9. 4Rb + O2 + 2H2O = 4RbOH.

10. 2Rb + E2 = 2RbE (комн., E=F,Cl,Br,I).

11. 2Rb + S = Rb2S (100-130? C).

12. 2Rb + 2H2S(насыщ.)= 2RbHSv +H2^ (в бензоле).

13. 2Rb + 2NH3(г) = 2RbNH2 + H2 (40-60? C).

14. Rb + 6NH3(ж) = [Rb(NH3)6] (т.-син.) [?40? C],

RbH -- ГИДРИД РУБИДИЯ

Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением H2 плавится без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, хлором.

1. 2RbH = 2Rb + H2 (выше 200? C).

2. RbH + H2O = RbOH + H2^.

3. RbH + HCl(разб.)= RbCl + H2^.

4. 2RbH + O2 = 2RbOH (выше 200? C).

5. RbH + Cl2 = RbCl + HCl (400? C),

2RbH + 2S = Rb2S+H2S (300-350? C).

6. RbH + NH3(г) = RbNH2 + H2 (300? C).

Rb2O -- ОКСИД РУБИДИЯ

Желтовато-белый, при нагревании становится ярко-желтым. Летуч в вакууме. Чувствителен ксвету (темнеет и разлагается). Устойчив в сухом чистом воздухе. Проявляет основные свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиаком.

1. 2Rb2O = Rb2O2 + 2Rb (400-550? C).

2. Rb2O+H2O = 2RbOH.

3. Rb2O + 2HCl(разб.)2RbCl + H2O.

4. Rb2O + CO2(влажн.)= Rb2CO3, Rb2O+H2O + CO2 = 2RbHCO3 (комн.).

Rb2O2 -- ПЕРОКСИД РУБИДИЯ

Белый (с примесью RbO2 -- желтый). Термически устойчивый, плавится без разложения. Чрезвычайно чувствителен к O2 и CO2 воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительный свойства

1. 2Rb2O2 = 2Rb2O+O2 (выше 1010? C).

2. Rb2O + 2H2O = 2RbOH + H2O2.

3. Rb2O2 + 2HCl(разб., хол.)= 2RbCl + H2O2,

2Rb2O2 + 2H2SO4(разб., гор.)= 2Rb2SO4 + 2H2O+O2^.

4. Rb2O2 + O2(воздух)= 2RbO2.

5. 2Rb2O2 + 2CO2 = 2Rb2CO3 + O2, Rb2O2 + CO = Rb2CO3.

6. 5Rb2O2+8H2SO4(разб.)+2RbMnO4 = 5O2^ +2MnSO4+6Rb2SO4+8H2O.

RbOH -- ГИДРОКСИД РУБИДИЯ

Белый, термически устойчивый, плавится без разложения, летучий при сильном нагревании. Хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом, создает сильнощелочную среду. Проявляет свойства основных гидроксидов (относится к щелочам); нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, кислородом, озоном.

1. RbOH· 2H2O = RbOH·H2O+H2O (47-54? C),

RbOH· H2O = RbOH + H2O (300? C, в токе H2).

2. RbOH(разб.)+6H2O = [Rb(H2O)6]+ + OH-.

3. RbOH + HCl(разб.)= RbCl + H2O,

2RbOH + H2SO4(разб.)= Rb2SO4 + H2O*,

RbOH + HNO3(разб.)= RbNO3 + H2O.

4. 4RbOH(ж) + 3O2 = 4RbO2 + 2H2O (450? C),

5. 2RbOH(конц.)+CO2 = Rb2CO3 + H2O.

RbNO3 -- НИТРАТ РУБИДИЯ

Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с высоким эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом.

1. 2RbNO3 = 2RbNO2 + O2 (540-880? C).

2. RbNO3(разб.)+6H2O = [Rb(H2O)6]+ + NO-3 (pH 7).

3. RbNO3(насыщ.)+(1?2)HNO3(конц.)= RbNO3 ·(1?2)HNO3v.

4. 2RbNO3 + (NH4)2SO4 = Rb2SO4 + 2N2O + 4H2O (300-350? C).

6. RbNO3 + Pb = RbNO2 + PbO (400? C).

Rb2SO4 -- СУЛЬФАТ РУБИДИЯ

Белый, летучий, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена.

1. Rb2SO4(разб.)+12H2O = 2[Rb(H2O)6]+ + SO2-4 (pH 7).

2. Rb2SO4 + H2SO4(конц.)= 2RbHSO4.

3. Rb2SO4 + BaX2 = BaSO4v +2RbX (X = Cl-,OH-).

4. Rb2SO4 + Al2(SO4)3 + 24H2O=2{RbAl(SO4)2 · 12H2O}v (квасцы).

RbCl -- ХЛОРИД РУБИДИЯ

Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет) и в концентрированной хлороводородной кислоте. Кристаллогидратов не образует. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена.

1. RbCl(разб.)+6H2O = [Rb(H2O)6]+ + Cl- (pH 7).

2. 2RbCl(т) + H2SO4(конц.)= Rb2SO4 + 2HCl^ (кип.).

3. RbCl + RbHSO4 = Rb2SO4 + HCl (500-600? C).

4. 10RbCl(т) + 8H2SO4(конц., гор.)+2KMnO4(т) = 5Cl2 ^ +2MnSO4 +5Rb2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

Rb2S -- СУЛЬФИД РУБИДИЯ

Белый, плавится без разложения. Термически устойчивый. Безводный порошкообразный Rb2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный, во влажном воздухе окисляется. Разлагается сильными кислотами. Типичный восстановитель.

1. Rb2S · 4H2O = Rb2S + 4H2O (200? C, вак.).

2. Rb2S(разб.)+12H2O = 2[Rb(H2O)6] +S2-,

S2? + H2O = HS? + OH?; pKо = 1,09.

3. Rb2S + 2HCl(разб.)= 2RbCl + H2S^.

4. Rb2S + 3H2SO4(конц.)= 2RbHSO4 + SO2^ +Sv +2H2O.

5. Rb2S(т) + 2O2 = Rb2SO4 (выше 500? C).

6. Rb2S(р) + (n ?1)S = Rb2(Sn) (кип., n=2,3,5).

8. Rb2S+H2S(насыщ.)= 2RbHS.

Cs -- ЦЕЗИЙ

Щелочной металл. Белый (на срезе -- светло-желтый), мягкий, весьма низкоплавкий. Пар цезия окрашен в зеленовато-синий цвет. Химически растворяется в жидком аммиаке (темно-синий раствор), расплаве CsOH. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель, реагирует с кислородом воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося водорода), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Хорошо сохраняется только под слоем парафи- нового или вазелинового масла. С ртутью образует амальгаму. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет.

1. 2Cs + 2H2O = 2CsOH + H2^.

2. 2Cs + 2HCl(разб.)= 2CsCl + H2^.

3. 8Cs + 6H2SO4(разб., хол.)= 4Cs2SO4 + SO2 + Sv +6H2O (примесь H2S),

21Cs + 26HNO3(разб., хол.)= 21CsNO3 + NO^ +N2O^ +N2^ +13H2O.

4. 2Cs + 2CsOH = 2Cs2O+H2^ (300-350? C).

5. 2Cs + H2 = 2CsH (300-350? C, p).

6. Cs + O2(воздух)= CsO2 (сгорание).

7. 4Cs + O2 + 2H2O = 4CsOH.

8. 2Cs + E2 = 2CsE (комн.; E=F,Cl,Br,I).

9. 2Cs + S = Cs2S (100-130? C).

10. 2Cs + 2H2S(насыщ.)= 2CsHSv +H2^. (в бензоле).

11. 2Cs + 2NH3(г) = 2CsNH2 + H2 (30-45? C).

CsH -- ГИДРИД ЦЕЗИЯ

Белый. При нагревании разлагается, под избыточным давлением H2 плавится без разложения. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами, аммиаком, кислородом, хлором.

1. 2CsH = 2Cs + H2.

2. Cs + H + H2O = CsOH + H2^.

3. CsH + HCl(разб.)= CsCl + H2^.

4. 2CsH + O2 = 2CsOH (выше 200? C).

5. CsH + Cl2 = CsCl + HCl (400? C),

2CsH + 2S = Cs2S+H2S (300-350? C).

6. CsH + NH3(г) = CsNH2 + H2 (350? C).

Cs2O -- ОКСИД ЦЕЗИЯ

Оранжево-красный, при нагревании становится вначале темно-красным, затем черным. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается). Устойчив в сухом чистом воздухе. Проявляет основные свойства, энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными оксидами, жидким аммиаком.

1. 2Cs2O = Cs2O2 + 2Cs (300-500? C).

2. Cs2O+H2O = 2CsOH.

3. Cs2O + 2HCl(разб.)= 2CsCl + H2O.

4. Cs2O + CO2(влажн.)= Cs2CO3, Cs2O+H2O + CO2 = 2CsHCO3 (комн.).

Cs2O2 -- ПЕРОКСИД ЦЕЗИЯ

Белый (с примесью CsO2 -- желтый). Термически устойчивый, при сильном нагревании плавится и разлагается. Чрезвычайно чувствителен к O2 воздуха, поглощает влагу и CO2. Полностью разлагается водой, кислотами. Проявляет окислительно-восстановительный свойства.

1. 2Cs2O2 = 2Cs2O+O2 (640-980? C).

2. Cs2O2 + 2H2O = 2CsOH + H2O2.

2Cs2O2 + 2H2O(гор.)= 4CsOH + O2^.

3. Cs2O2 + 2HCl(разб., хол.)= 2CsCl + H2O2.

4. 2Cs2O2 + 2H2SO4(разб., гор.)= 2Cs2SO4 + 2H2O+O2^.

5. Cs2O2 + O2(воздух)= 2CsO2 (комн.).

6. 2Cs2O2 + 2CO2 = 2Cs2CO3 + O2, Cs2O2 + CO = Cs2CO3 (комн.).

7. 5Cs2O2+ 8H2SO4(разб.)+2CsMnO4 = 5O2^ +2MnSO4+ 6Cs2SO4+ 8H2O.

CsOH -- ГИДРОКСИД ЦЕЗИЯ

Белый, плавится без разложения, летучий. Хорошо растворим в воде с сильным экзо-эффектом, создает сильнощелочную среду. Проявляет основные свойства (относится к щелочам), нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, кислородом, озоном.

1. CsOH·H2O = CsOH + H2O (300? C, в токе H2).

2. CsOH(разб.)+6H2O = [Cs(H2O)6]++ OH-.

3. CsOH + HCl(разб.)= CsCl + H2O,

2CsOH + H2SO4(разб.)= Cs2SO4 + 2H2O,

CsOH + HNO3(разб.)= CsNO3 + H2O.

4. 4CsOH(ж) + 3O2 = 4CsO2 + 2H2O (400? C),

5. 2CsOH(конц.)+CO2 = Cs2CO3 + H2O.

CsNO3 -- НИТРАТ ЦЕЗИЯ

Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде с эндо-эффектом (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Сильный окислитель при спекании. В растворе восстанавливается только атомным водородом.

1. 2CsNO3 = 2CsNO2 + O2 (585-850? C).

2. CsNO3(разб.)+6H2O = [Cs(H2O)6]++ NO-3 (pH 7).

3. CsNO3(насыщ.)+(1?2)HNO3(конц.)= CsNO3 ·(1 ?2)HNO3v.

4. 2CsNO3 + (NH4)2SO4 = Cs2SO4 + 2N2O + 4H2O (350? C).

5. CsNO3 + Pb = CsNO2 + PbO (400? C).

Cs2SO4 -- СУЛЬФАТ ЦЕЗИЯ

Белый, летучий, плавится без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Вступает в реакции обмена.

1. Cs2SO4(разб.)+12H2O = 2[Cs(H2O)6]+ + SO2-4 (pH 7).

2. Cs2SO4 + BaX2 = BaSO4v +2CsX (X = Cl?,OH?).

3. Cs2SO4 + Al2(SO4)3 + 24H2O=2{CsAl(SO4)2 · 12H2O}v (квасцы).

CsCl -- ХЛОРИД ЦЕЗИЯ

Белый, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде (гидролиза нет). Кристаллогидратов не образует. Растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте. Слабый восстановитель. Вступает в реакции обмена.

1. CsCl(разб.)+6H2O = [Cs(H2O)6]+ + Cl- (pH 7).

2. 2CsCl(т) + H2SO4(конц.)= Cs2SO4 + 2HCl^ (кип.).

3. 10CsCl(т)+8H2SO4(конц., гор.)+2KMnO4(т) = 5Cl2^ +2MnSO4+K2SO4+

+ 5Cs2SO4 + 8H2O.

Cs2S -- СУЛЬФИД ЦЕЗИЯ

Белый, термически устойчивый. Безводный порошкообразный Cs2S пирофорен в сухом воздухе. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по аниону). Реакционноспособный, во влажном состоянии окисляется O2 воздуха, присоединяет серу. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель.

1. Cs2S · 4H2O = Cs2S + 4H2O (150? C, вак.).

2. Cs2S(разб.)+12H2O = 2[Cs(H2O)6]+ + S2-,

S2- + H2O = HS- + OH-; pKо = 1,09.

3. Cs2S + 2HCl(разб.)= 2CsCl + H2S^.

4. Cs2S + 3H2SO4(конц.)= 2CsHSO4 + Sv +SO2^ +2H2O.

Fr -- ФРАНЦИЙ

Щелочной металл. Белый, весьма легкоплавкий. Радиоактивен, наиболее долгоживущий изотоп 223Fr (период полураспада 22 мин.). Самый реакционоспособный из всех металлов, по химическому поведению аналогичен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель, энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя H2. Катион Fr+ в водном растворе бесцветен. В литосфере земли образуется при радиоактивном распаде урана и актиния. Синтезирован бомбардировкой ядер урана протонами или ядер радия нейтронами.

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Использование солей натрия в Древнем Египте, химические способы добычи натрия. Линии щелочных металлов в видимой части спектра, физические и химические свойства щелочей. Взаимодействие соды с синтетической азотной кислотой и гигроскопичность солей натрия.

    реферат [3,6 M], добавлен 04.07.2012

  • Реакция лития, натрия, калия с водой. Изучение физических и химических свойств бинарных кислородных соединений. Важнейшие соединения щелочноземельных металлов. Окислительно-восстановительные свойства пероксидов. Применение металлорганических соединений.

    презентация [94,3 K], добавлен 07.08.2015

  • Характеристика щелочных металлов, их биологическая роль, распространение в природе и применение. Химические и физические свойства щелочных металлов. Литий, рубидий и цезий в составе живых организмов. Натрий и калий как необходимые для организма элементы.

    курсовая работа [75,4 K], добавлен 27.05.2013

  • Пероксиды как кислородные соединения, их классификация и методика получения, основные физические и химические свойства. Получение и сферы применения пероксида натрия Na2O2. Исчисление количества реагентов, необходимых для получения 10 г пероксида натрия.

    курсовая работа [24,8 K], добавлен 28.07.2009

  • Натрий как типичный элемент верхней части земной коры. Характеристика и сущность основных физических и химических свойств натрия. Взаимодействие натрия с простыми веществами, способы его получения. Участие натрия в минеральном обмене животных и человека.

    контрольная работа [81,2 K], добавлен 20.10.2011

  • Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов и их изменение. Восстановительные и окислительные свойства d-элементов. Ряд напряжения металлов. Химические свойства металлов. Общая характеристика d-элементов. Образование комплексных соединений.

    презентация [541,6 K], добавлен 11.08.2013

  • Общая характеристика щелочных металлов и их соединений, применение в промышленности. Формы металлов, встречающиеся в природе, и способы их получения. Химические свойства щелочных металлов и их взаимодействие с водой, с кислородом, с другими веществами.

    презентация [3,9 M], добавлен 22.09.2015

  • Характеристика, основные физические и химические свойства лития. Использование соединений лития в органическом синтезе и в качестве катализаторов. История открытия лития, способы получения, нахождение в природе, применение и особенности обращения.

    доклад [11,4 K], добавлен 08.04.2009

  • Азотистоводородная кислота и строение азидной группы. Получение чистого азота и щелочных металлов. Способы синтеза азида натрия. Применение в взрывотехнике, изготовление первичных ВВ (азида свинца). Получение азида натрия из гидразина и его солей.

    реферат [344,1 K], добавлен 02.05.2015

  • Анализ комплексного соединения гексанитрокобальтата (III) натрия и изучение его свойств. Химическая связь и строение иона Co(NO2) с позиции валентных связей. Физические и химические свойства данного вещества. Способы разрушения комплексного иона Co(NO2).

    курсовая работа [417,9 K], добавлен 13.11.2010

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.