Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

2Na + Na₂O₂ = 2Na_aO (130–200 °C)

Пероксид натрия Na₂O₂. Бинарное соединение. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение (Na+)₂O₂2-. При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением O₂. Поглощает углекислый газ из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами (выделение O₂ при кипячении — качественная реакция на пероксиды). Сильный окислитель, слабый восстановитель. Применяется для регенерации кислорода в изолирующих дыхательных приборах (реакция с СO₂), как компонент отбеливателей ткани и бумаги. Уравнения важнейших реакций:

2Na₂O₂ = 2Na₂O + O₂ (400–675 °C, вакуум)

Na₂O₂ + 2Н₂O = Н₂O₂ + 2NaOH (на холоду)

2Na₂O₂ + 2Н₂O = O₂↑ + 4NaOH (кипячение)

Na₂O₂ + 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н₂O₂ (на холоду)

2Na₂O₂ + 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н₂O + O₂↑ (кипячение)

2Na₂O₂ + 2CO₂ = Na₂CO₃ + O₂

Na₂O₂ + CO = Na₂CO₃

Na₂O₂ + 4H+ + 2I- = I₂↓ + 2H₂O + 2Na+

5Na₂O₂ + 16H+ + 2MnO₄- = 5O₂↑ + 2Mn2+ + 8H₂O + 10Na+

3Na₂O₂ + 2[Cr(OH)₆]3- = 2CrO₂4- + 8OH- + 2H₂O + 6Na+ (80 °C)

Получение: сжигание Na на воздухе.

Гидроксид натрия NaOH. Основный гидроксид, щелочь, техническое название едкий натр. Белые кристаллы с ионным строением (Na+)(OH-). Расплывается на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ (образуется NaHCO₃). Плавится и кипит без разложения. Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с экзо-эффектом, +56 кДж). Реагирует с кислотными оксидами, нейтрализует кислоты, вызывает кислотную функцию у амфотерных оксидов и гидроксидов:

NaOH (разб.) + H₃PO₄ (конц.) = NaH₂PO₄ + H₂O

2NaOH (разб.) + H₃PO₄ (разб.) = Na₂HPO₄ + 2H₂O

3NaOH (конц.) + H₃PO₄ (разб.) = Na₃PO₄ + 3H₂O

2NaOH_(T) + M₂O₃ = 2NaMO₂ + H₂O (1000 °C, M = Al, Cr)

2NaOH (конц.) + 3H₂O + AI₂O₃ = 2Na[Al(OH)₄] (кипячение)

2NaOH_(T) + M(OH)₂ = Na₂MO₂ + 2H₂O (500 °C, M = Be, Zn)

2NaOH (конц.) + Zn(OH)₂ = Na₂[Zn(OH)₄]

Осаждает нерастворимые гидроксиды:

2NaOH + MCl₂ = 2NaCl + M(OH)₂↓ (M = Mg, Cu)

Подвергает дисмутации галогены и серу:

2NaOH (конц., хол.) + Е₂ = NaE + NaEO + H₂O (Е = Cl, Br)

6NaOH (разб., гор.) + 3S = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Подвергается электролизу в расплаве:

Раствор NaOH разъедает стекло (образуется NaSiO₃), корродирует поверхность алюминия (образуются Na[Al(OH)₄] и Н₂).

Получение NaOH в промышленности:

а) электролиз раствора NaCl на инертном катоде:

б) электролиз раствора NaCl на ртутном катоде (амальгамный способ):

(освобождающуюся ртуть возвращают в электролизер).

Едкий натр – важнейшее сырье химической промышленности. Используется для получения солей натрия, целлюлозы, мыла, красителей и искусственного волокна; как осушитель газов; реагент в извлечении из вторичного сырья и очистке олова и цинка; при переработке руд алюминия (бокситов).

5.2. Калий

Калий – элемент 4-го периода и IA-группы Периодической системы, порядковый номер 19. Электронная формула атома [₁₈Ar]4s1, степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,91), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли калия хорошо растворимы в воде.

В природе – девятый по химической распространенности элемент (шестой среди металлов), находится только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток калия в почве восполняется внесением калийных удобрений – хлорида КCl, сульфата K₂SO₄ и золы растений.

Калий, катион калия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в фиолетовый цвет (качественное обнаружение).

Калий К. Серебристо-белый металл, легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Хранят калий под слоем керосина. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму.

По химическим свойствам похож на натрий, но еще более реакционноспособный. Во влажном воздухе тускнеет, покрываясь гидроксидной пленкой.

Калий проявляет сильные восстановительные свойства. Активно сгорает на воздухе до КO₂, реагирует с водородом (продукт KH), хлором (КCl), серой (K₂S).

Энергично и с высоким экзо-эффектом калий разлагает воду:

2К + 2H₂O = 2KOH + Н₂↑ + 392 кДж,

выделяющийся водород тут же воспламеняется.

В ряду напряжений калий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H₂SO₄ вытесняет водород (за счет Н₂O и Н+), при этом серная кислота частично восстанавливается до SO₂.

Получение калия в промышленности одинаково с получением натрия.

Применяется калий для синтеза его соединений (КO₂, KH, соли), в виде расплава (в смеси с Na) – как теплоноситель в ядерных реакторах.

Гидроксид калия КОН. Основный гидроксид, щёлочь, техническое название едкое кали. Белый, имеет ионное строение К+ОН-. Плавится и кипит без разложения. Расплывается на воздухе, поглощает углекислый газ (образуется КНСO₃). Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с высоким экзо-эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и оксидами. Концентрированный раствор разъедает стекло (образуется K₂SiO₃).

Важнейшие реакции и методы получения КОН в промышленности аналогичны свойствам и получению NaOH.

Применяется КОН в производстве мыла, как адсорбент газов, дегидратирующий агент, осадитель нерастворимых гидроксидов металлов.

5.3. Кальций

Кальций – элемент 4-го периода и IIA-группы Периодической системы, порядковый номер 2O. Электронная формула атома [₁₈Ar]4s2, степени окисления +II и 0. Относится к щелочноземельным металлам.

Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде.

В природе – шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаСO₃, СаО, цианамид кальция CaCN₂ и др.).

Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет (качественное обнаружение).

Кальций Са. Серебристо-белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН)₂.

Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод — кальцийтержия):

ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)

5Са + V₂O₅ = 5СаО + 2V (950 °C)

Энергично реагирует с водой (с высоким экзо-эффектом):

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂↑ + 413 кДж

В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H₂SO₄ вытесняет водород (за счет Н₂O и Н+):

Ca + 2H+ = Са2+ + Н₂↑

Получение кальция в промышленности:

Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.

Оксид кальция СаО. Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са2+O2-. Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо-эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН)₂, СаС₂ и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности – обжиг известняка (900—1200 °C):

СаСO₃ = СаО + СO₂

Гидроксид кальция Са(ОН)₂. Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са2+(ОН-)₂. Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са2+ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO₃ и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов – тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Уравнения важнейших реакций: