Конспект урока «Щелочные металлы. Нахождение в природе, свойства и применение» по химии

Дата_____________ Класс_______________

Тема: Щелочные металлы. Нахождение в природе, свойства и применение.

Цели урока: расширить и углубить знания учащихся о характеристике химических элементов и образуемых ими простых веществ на примере металлов I-III групп главных подгрупп; уметь давать общую характеристику металлов I-III групп главных подгрупп в сравнении на основании положения в периодической системе и строения атомов; дать общую характеристику щелочных металлов.

Ход работы

1. Организационный момент урока.

2. Изучение нового материала.

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

К щелочным металлам относятся элементы первой группы, главной подгруппы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.

Нахождение в природе

Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs - значительно меньше, Fr- искусственно полученный элемент

Li

Li₂O • Al₂O₃ • 4SiO₂ – сподумен

Na

NaCl – поваренная соль (каменная соль), галит

Na₂SO₄ • 10H₂O – глауберова соль (мирабилит)

NaNO₃ – чилийская селитра

Na₃AlF₆ - криолит 
Na₂B₄O₇· 10H₂O - бура

K

KCl • NaCl – сильвинит

KCl • MgCl₂ • 6H₂O – карналлит

K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ – полевой шпат (ортоклаз)

Свойства щелочных металлов

С увеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способность отдавать валентные электроны увеличивается и восстановительная активность увеличивается.

Физические свойства

Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом.

Химические свойства

Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды.

Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs

1. Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H_{2    ОПЫТ}

2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂

3. Реакция с кислородом:

4Li + O₂ → 2Li₂O(оксид лития)

2Na + O₂ → Na₂O₂ (пероксид натрия)

K + O₂ → KO₂ (надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl₂ → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na₂S (сульфиды)

2Na + H₂ → 2NaH (гидриды)

6Li + N₂ → 2Li₃N (нитриды)

2Li + 2C → 2Li₂C₂ (карбиды)

5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

Li⁺ – карминово-красный

Na⁺ – желтый

K⁺, Rb⁺ и Cs⁺ – фиолетовый

Получение

Т.к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:
2NaCl=2Na+Cl₂

Применение щелочных металлов

Литий - подшипниковые сплавы, катализатор

Натрий - газоразрядные лампы, теплоноситель в ядерных реакторах

Рубидий - научно-исследовательские работы

Цезий – фотоэлементы

Оксиды, пероксиды и надпероксиды щелочных металлов 

Получение

Окислением металла получается только оксид лития

4Li + O₂ → 2Li₂O

(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).

Все оксиды (кроме Li₂O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

Na₂O₂ + 2Na → 2Na₂O

KO₂ + 3K → 2K₂O

Химические свойства

Типичные основные оксиды.

Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → 2LiOH

Na₂O + SO₃ → Na₂SO₄

K₂O + 2HNO₃→ 2KNO₃ + H₂O

Пероксид натрия Na₂O₂

Получение

2Na + O₂ → Na₂O₂

Химические свойства

1. Сильный окислитель:

2NaI + Na₂O₂ + 2H₂SO₄ → I₂ + 2Na₂SO₄ + 2H₂O

2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂

2. Разлагается водой:

Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂

Надпероксид калия KO₂

Получение

K + O₂ → KO₂

Химические свойства

1. Сильный окислитель:

4KO₂ + 2CO₂ → 2K₂CO₃ + 3O₂

2. Разлагается водой:

2KO₂ + 2H₂O → 2KOH + H₂O₂ + O₂

Гидроксиды щелочных металлов – ROH

Белые, кристаллические вещества, гигроскопичны; хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). В водных растворах нацело диссоциированы.

NaOH-едкий натр, каустическая сода, KOH-едкое кали

Получение

1. Электролиз растворов хлоридов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂+ Cl₂

2. Обменные реакции между солью и основанием:

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + 2KOH

3. Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:

2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂

Li₂O + H₂O → 2LiOH

Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂

Химические свойства

R–OH – сильные основания (щелочи) реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

NaOH + HCl → NaCl + H₂O 

Соли

Типично ионные соединения, как правило - хорошо растворимы в воде, кроме некоторых солей лития.

Na₂CO₃ 10H₂O - кристаллическая сода 
Na₂CO₃ - кальцинированная сода 
NaHCO₃ - питьевая сода 
K₂CO₃ – поташ

Получение соды: 
1.Аммиачный способ - насыщение раствора NaCl газами CO₂ и NH₃
NH₃+CO₂+H₂O=NH₄HCO₃
NH₄HCO₃ +NaCl=NaHCO₃↓+NH₄Cl 
NaHCO₃ выпадает в осадок (сравнительно мало растворим)
2.Кальцинирование - прокаливание: 
NaHCO₃=Na₂CO₃+CO₂+H₂O

3. Домашнее задание.

П.39, упр.1-5,7, 8, задачи 2, 3 на стр.119