Презентация на тему Металлы IА группы (щелочные металлы)

металлы – химические элементы.
1.Положение щелочных металлов в периодической

системе
химических элементов Д.И. Менделеева.

2.Строение и свойства атомов.

III. Щелочные металлы – простые вещества.

1.Состав. Строение.

3. Физические свойства .

5. Химические свойства.

2.Получение щелочных металлов.

4. Качественное определение щелочных металлов.

рубидий

цезий
франций

литий (Lithium; Li )
Литиевая щелочная земля была открыта лишь в 1817 г. талантливым химиком-аналитиком, одним из учеников Берцелиуса Арфведсоном. Литиевая щелочная земля была открыта лишь в 1817 г. талантливым химиком-аналитиком, одним из учеников Берцелиуса Арфведсоном. В 1800 г. бразильский минералог Андрада де Сильва Литиевая щелочная земля была открыта лишь в 1817 г. талантливым химиком-аналитиком, одним из учеников Берцелиуса Арфведсоном. В 1800 г. бразильский минералог Андрада де Сильва, совершая научное путешествие по Европе, нашел в Швеции два новых минерала, названных им петалитом и сподуменом. Арфведсон заинтересовался петалитом, он установил, что в петалите содержится "огнепостоянная щелочь до сих пор неизвестной природы". Берцелиус Литиевая щелочная земля была открыта лишь в 1817 г. талантливым химиком-аналитиком, одним из учеников Берцелиуса Арфведсоном. В 1800 г. бразильский минералог Андрада де Сильва, совершая научное путешествие по Европе, нашел в Швеции два новых минерала, названных им петалитом и сподуменом. Арфведсон заинтересовался петалитом, он установил, что в петалите содержится "огнепостоянная щелочь до сих пор неизвестной природы". Берцелиус предложил назвать ее литионом (Lithion). Позднее Арфведсон обнаружил литиевую землю, или литину, и в некоторых других минералах, однако его попытки выделить свободный металл не увенчались успехом. Очень небольшое количество металлического лития было получено Дэви Литиевая щелочная земля была открыта лишь в 1817 г. талантливым химиком-аналитиком, одним из учеников Берцелиуса Арфведсоном. В 1800 г. бразильский минералог Андрада де Сильва, совершая научное путешествие по Европе, нашел в Швеции два новых минерала, названных им петалитом и сподуменом. Арфведсон заинтересовался петалитом, он установил, что в петалите содержится "огнепостоянная щелочь до сих пор неизвестной природы". Берцелиус предложил назвать ее литионом (Lithion). Позднее Арфведсон обнаружил литиевую землю, или литину, и в некоторых других минералах, однако его попытки выделить свободный металл не увенчались успехом. Очень небольшое количество металлического лития было получено Дэви и Бранде путем злектролиза щелочи. В 1855 г. Бунзен и Маттессен разработали промышленный способ получения металлического лития злектролизом хлорида лития. В русской химической литературе начала XIX в. встречаются названия: литион, литин (Двигубский, 1826) и литий (Гесс).

Вильгельм Бунзен

использовался с давних времён. Например, сода (натрон), встречающаяся в

природе в водах натронных озёр в Египте. Природную соду древние египтяне использовали для бальзамирования, отбеливания холста, при варке пищи, изготовлении красок и глазурей.
Плиний Старший пишет, что в дельте Нила соду выделяли из речной воды. Она поступала в продажу в виде крупных кусков, из-за примеси угля окрашенных в серый или даже чёрный цвет.
Натрий впервые был получен английским химиком Хемфри Дэви в 1807 году электролизом твердого NaOH.
Название «натрий» (natrium) происходит от арабского натрун (др.-греч. νίτρον) и первоначально оно относилось к природной соде. Сам элемент ранее именовался содием (лат. sodium).

Натрий, Natrium, Na (11)

Kalium) открыл в 1807 г. Дэви, производивший электролиз твердого,

слегка увлажненного едкого кали. Дэви именовал новый металл потассием (Potassium). Гильберт,предложил название "калий"; оно было принято в Германии и России.

Калий, Kalium, К (19)

Бунзеном и Густавом Кирхгоффом и стал одним из первых

элементов, открытых методом
спектроскопии, который был изобретен Бунзеном и Кирхгоффом в 1859.
Название элемента отражает цвет
наиболее яркой линии в его спектре
(от латинского rubidus – глубокий красный).

Роберт Вильгельм Бунзен

Густав Роберт Кирхгофф

Рубидий, Rubidium, Rb (37)

немецкими учёными Р. В. Бунзеном и Г. Р. Кирхгофом в водах Дюрхгеймского минерального

источника в Германии методом оптической спектроскопии, тем самым, став первым элементом, открытым при помощи спектрального анализа. В чистом виде цезий впервые был выделен в 1882 году шведским химиком К. Сеттербергом при электролизе расплава смеси цианида цезия (CsCN) и бария.

Цезий, Caesium, Cs (55)

Менделеевым (как эка-цезий), и был открыт (по его радиоактивности)

в 1939 г. Маргаритой Пере, сотрудницей Института радия в Париже. Она же дала ему в 1964 г. название в честь своей родины — Франции.

Франций / Francium (Fr)

Д.И. Менделеева
Определите положение щелочных металлов в

ПСХЭ.
Перечислите химические элементы,
дайте им краткую характеристику:
Выпишите символы элементов и названия

Объясните характер изменений с ростом порядкового номера:
1. заряд ядра (Z);
2. количество электронов на внешнем энергетическом уровне;
3. радиус атома, нм;
4. прочность связи валентных электронов
с ядром;
5. электроотрицательность;
6. металлические свойства;
7. восстановительные свойства;

период

группа

2

3

4

5

6

7

I A группа

Li

литий

Rb

Cs

Fr

K

Na

натрий

калий

рубидий

цезий

франций

3

11

19

37

55

87

6,941

22,989

39,098

85,468

132,905

[223]

увеличивается

не изменяется

увеличивается

увеличивается

уменьшается

уменьшается

увеличиваются

усиливаются

N рассчитывается по формуле
N = 2n2

N = 2 ·12 = 2

2

Заряд ядра численно равен порядковому номеру.

Число энергетических уровней равно номеру периода

период

Число валентных электронов равно номеру группы.

1

11

+11

19

+19

) ) )

) ) ) )

2

2

N = 2 · 22 = 8

8

8

8

1

1

Энергетический уровень делится на энергетические подуровни,
которые образованы орбиталями.
На первом уровне (n =1) 1s-подуровень (одна1s-орбиталь), на
которой максимально может находится 2 электрона.

Второй энергетический уровень (n=2) включает два подуровня:
(одна 2s-орбиталь) и 2р (три орбитали), всего четыре орбитали,
на которых может находится до 8 электронов. В атоме лития
1 электрон, т.к. на внешнем энергетическом уровне атомы
щелочных металлов содержат по 1 электрону, в соответствии с № группы.

37

55

В состав третьего уровня (n=3) входят три подуровня:
3s (одна орбиталь), 3р (три орбитали), 3d (пять орбиталей),
всего 9 орбиталей, содержащих не более 18 электронов.
В атоме натрия 1 электрон, т.к. атомы щелочных металлов
на внешнем энергетическом уровне содержат по 1 электрону
в соответствии с номером группы.

форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в

своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмюсиликата 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.

Нахождение в природе

металлическая
В металлах валентные электроны удерживаются атомами

крайне слабо и способны мигрировать. Атомы, оставшиеся без внешних электронов, приобретают положительный заряд. Они образуют металлическую кристаллическую решётку.Совокупность обобществлённых валентных электронов (электронный газ), заряженных отрицательно, удерживает положительные ионы металла в определённых точках пространства - узлах кристаллической решётки. Внешние электроны могут свободно и хаотично перемещаться, поэтому металлы характеризуются высокой электропроводностью.

: Na+ +1e → Na0
2NaCl = 2Na + Cl2

Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз
расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов. Иногда для получения
щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов.

Получение щелочных металлов.

имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий 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.

Физические свойства щелочных металлов

нагревании металла или его соединений в пламени
атом ионизируется,

окрашивая пламя в определённый цвет:

Окраска пламени щелочными металлами

Li

Na

K

Rb

Cs

карминно-красный

жёлтый

фиолетовый

беловато-розовый

фиолетово-красный

атомах щелочных металлов на внешнем энергетическом
уровне находится по

Отдавая
этот электрон, атом
Степень окисления щелочных металлов в соединениях
Щелочные металлы типичные

одному валентному электрону.

окисляется.

+1

восстановители.

Li — Na — K — Rb — Cs — Fr

химическая активность возрастает

Ме +

неметаллы: галогены, сера, кислород, водород, азот,
фосфор, углерод, кремний.

вода

кислоты

аммиак

натрием и иодом,
б) калием и хлором, в) литием и

бромом.
Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные

Na0 + I20 = Na+I─

Na0 ─ 1e → Na+ 1 2
I20 + 2e → 2I─ 2 1

2

2

Na – восстановитель, пр. окисления
I2 – окислитель, пр. восстановления

K0 + Cl20 = K+Cl─

K0 ─ 1e → K+ 1 2
Cl20 + 2e → 2Cl─ 2 1

2

2

K – восстановитель, пр. окисления
Cl2–окислитель, пр. восстановления

Li0 + Br20 = Li+Br─

Li0 ─ 1e → Li+ 1 2
Br20 + 2e → 2Br─ 2 1

2

2

Li – восстановитель, пр. окисления
Br2 – окислитель, пр. восстановления

опыт

натрием и серой,
б) калием и водородом, в) литием и

азотом, г) калием и фосфором.
Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные

Na0 + S0 = Na2+S─2

Na0 ─ 1e → Na+ 1 2
S0 + 2e → S─2 2 1

2

Na – восстановитель, пр. окисления
S – окислитель, пр. восстановления

K0 + H20 = K+H─

K0 ─ 1e → K+ 1 2
H20 + 2e → 2H─ 2 1

2

2

K – восстановитель, пр. окисления
H2 – окислитель, пр. восстановления

Li0 + N20 = Li3+N─3

Li0 ─ 1e → Li+ 1 6
N20 + 6e → 2N─3 6 1

6

2

Li – восстановитель, пр. окисления
N2 – окислитель, пр. восстановления

K0 + P0 = K3+P─3

К0 ─ 1e → К+ 1 3
Р0 + 3e → Р─3 3 1

K – восстановитель, пр. окисления
P – окислитель, пр. восстановления

3

опыт

Калий самовозгорается на воздухе, превращаясь в светло-желтый

надпероксид калия КО2. Это вещество состоит из ионов калия и
надпероксид-ионов («супероксид»-ионов), атомы кислорода в которых имеют дробную степень окисления –1/2
К + О2 = КО2

При нагревании на воздухе натрий плавится, а затем сгорает ярким желтым пламенем с образованием желтого пероксида Na2O2

Na0 ─ 1e → Li+ 1 2
O20 + 2e → 2O─1 2 1

В реакциях с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою
индивидуальность: при нагревании литий образует оксид лития.

Li0 + O20 = Li2+O─2

Li0 ─ 1e → Li+ 1 4
O20 + 4e → 2O─2 4 1

4

2

Na0 + O20 = Na2+O2–1

2

литием и водой,
б) натрием и водой, в) калием и

водой. В каком случае взаимодействие протекает наиболее интенсивно?
Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные

Опыт: взаимодействие щелочных металлов с водой

Li0 + H+2O = Li+OH + H20

Li0 ─ 1e → Li+ 1 2
2H+ + 2e → H20 2 1

2

2

2

Li – восстановитель, пр. окисления
H2O(за счет H+) – окислитель, пр.
восстановления

Na0 + H+2O = Na+OH + H20

Na0 ─ 1e → Na+ 1 2
2H+ + 2e → H20 2 1

2

2

2

Na – восстановитель, пр. окисления
H2O(за счет H+) – окислитель, пр.
восстановления

K0 + H+2O = K+OH + H20

K0 ─ 1e → K+ 1 2
2H+ + 2e → H20 2 1

2

2

2

K – восстановитель, пр. окисления
H2O(за счет H+) – окислитель, пр.
восстановления

литием и соляной кислотой,
б) натрием и соляной кислотой
2Li +

2HCl = 2LiCl + H2

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

Если кислота обладает окислительными свойствами за счет аниона
(например, азотная или концентрированная серная), образуются продукты
восстановления кислотообразующего элемента:

K0 + HN+5O3(разб.) → K+NO3 + N–3H4NO3 + H2O

K0 ─1e → K+ 1 8
N+5 + 8e → N–3 8 1

8K + 10HNO3(разб.) = 8KNO3 + NH4NO3 +3H2O

К – восстановитель, процесс окисления
HNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления

Li0 + H2S+6O4(конц.) → Li+HSO4 + S+4O2 + H2O

Li0 ─1e → Li+ 1 2
S+6 + 2e → S+4 2 1

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

Li – восстановитель, процесс окисления
H2SO4 (за счет S+6) – окислитель, процесс восстановления

активны, что «заставляют» проявлять
кислотные свойства такое соединение как аммиак:
2Li

+ 2NH3 = 2LiNH2 + H2

2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2

2K + 2NH3 = 2KNH2 + H2

амид лития

амид натрия

амид калия

Щелочные металлы взаимодействуют и с органическими соединениями.

с глицерином

с предельными одноатомными спиртами

2CH3Cl + 2Na → C2H6 + 2NaCl

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H2

с фенолом

1

2

3

4

5

затем более энергично. Выделяющийся водород можно поджечь.

СН2 – ОН СН2 – ОNa

2СН – ОН + 6Na 2СН – ОNa + 3H2

СН2 – ОН СН2 – ОNa

опыт

Взаимодействие натрия с глицерином

контакте
металлического натрия с расплавленным фенолом
происходит энергичное взаимодействие. В

результате
образуется фенолят натрия, и выделяется водород

2C6H5OH + 2Na 2C6H5ONa + H2

опыт

При взаимодействии натрия со спиртами образуются

газообразный водород и соответствующие алкоголяты натрия

2СН3ОН + 2Na 2 CH3ONa + H2

2С2Н5ОН + 2Na 2C2H5ONa + H2

2С4Н9ОН + 2Na 2C4H9ONa + H2

опыт

свойства
Состав. Строение.
Получение.
Химические свойства.
Применение.

бесцветные кристаллы. Хранить Na2O лучше всего в безводном бензоле.
Составьте

формулу оксида натрия:

Na2O

Определите характер оксида:

основный

Температура плавления – 1132 °C

Температура кипения – 1950 °С

Плотность – 2,27г/см3

окислением натрия
нельзя, так как образуется смесь, состоящая из

20 % оксида натрия и 80 % пероксида натрия:

6Na + 2O2 = 2Na2O + Na2O2

Получение:

1. Взаимодействие металлического натрия с кислородом

2. Взаимодействие металлического натрия с нитратом натрия:

10Na + 2NaNO3 = 6Na2O + N2

4. Взаимодействие натрия с расплавленным гидроксидом
натрия:

2Na + Na2O2 = 2Na2O

3. Прокаливание пероксида натрия с избытком натрия:

2Na + 2NaOН = 2Na2O + Н2

Основные оксиды взаимодействуют с водой (если данному оксиду

соответствует растворимое или малораствоимое основание), с кислотными
и амфотерными оксидами, с кислотами.

Составьте уравнения реакций оксида натрия с водой, оксидом фосфора(V),
оксидом алюминия, соляной кислотой.

Na2O + H2O = 2NaOH

3Na2O + P2O5 = 2Na3PO4

Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O

Na2O + 2H+ + 2Cl─ = 2Na+ + 2Cl─ + H2O

Na2O + 2H+ = 2Na+ + H2O

3Na2O + P2O5 = 2Na3PO4

Na2O + Al2O3 = 2NaAlO2

ионная
Твердое белое кристаллическое вещество,

хорошо растворимое в
воде. Процесс растворения сопровождается выделением достаточного
количества теплоты.

опыт

получены взаимодействием щелочного
металла или его оксида с водой.

Составьте уравнение реакции натрия и оксида
натрия с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Na2O + H2O = 2NaOH

В промышленности щелочи получают электролизом растворов хлоридов
соответствующих металлов

NaCl → Na+ + Cl─

2H2O + 2e → H2 + 2OH─ 2 1

2H2O + 2Cl─ = H2 + 2OH ─ + Cl2
2H2O + 2NaCl = H2 + 2NaOH + Cl2

На катоде:

На аноде:

2Cl─ ─ 2e → Cl2 2 1

Растворы щелочей изменяют окраску
индикаторов. В присутствии щелочи лакмус окрашивается

в синий цвет, метилоранж – в жёлтый, фенолфталеин – в малиновый.

опыт

индикатор

Реакция среды

кислотная

метилоранж

лакмус

синий

нейтральная

фенолфталеин

красный

красный

бесцветный

фиолетовый

оранжевый

бесцветный

желтый

щелочная

малиновый

Лабораторный опыт:

содержимое пробирки на три части. К одной из них

добавьте
несколько капель лакмуса, к двум другим – метилоранжа и фенолфталеина
Запишите окраску индикаторов. Сделайте вывод о реакции среды.

кислотами.
К какому типу относится данная реакция?. Напишите уравнение реакции

между гидроксидом натрия и соляной кислотой. Рассмотрите с точки
зрения ТЭД.

опыт

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Na+ + OH─ + H+ + Cl ─ = Na+ + Cl ─ + H2O

H+ + OH─ = H2O

Реакция между основанием и кислотой, в результате которой
образуется соль и вода, называется реакцией нейтрализации.

Сущность этой реакции заключается в том, что два вещества – щелочь и
кислота – взаимно нейтрализуют друг друга, превращаясь в соль и воду.

Лабораторный опыт.

Реакция нейтрализации

Налейте в пробирку 1 – 2 мл гидроксида натрия и добавьте одну-две капли
фенолфталеина. Что наблюдаете? Затем по каплям приливайте к щелочи
соляную кислоту до тех пор, пока раствор не обесцветится.
О чем свидетельствует исчезновение окраски индикатора?

между гидроксидом натрия и оксидом
углерода (IV), оксидом алюминия.
2NaOH

+ CO2 = Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2 = NaHCO3

2NaOH + Al2O3 = 2NaAlO2 + H2O

t°

2NaOH + Al2O3 + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]

(изб.)

(изб.)

Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами.

Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами.

NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]

Взаимодействие щелочей с металлами, соединения
которых проявляют амфотерные свойства

2NaOH + 2Al + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2

идет до конца?
Реакция идет до конца, если в

результате образуется осадок.

Напишите уравнение реакции между гидроксидом натрия и хлоридом железа (III). Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЭД.

3NaOH + FeCl3 = ↓Fe(OH)3 + 3NaCl

3Na+ +3OH─ + Fe3+ + 3Cl─ = ↓Fe(OH)3 + 3Na+ + 3Cl─

Fe3+ + +3OH─ = ↓Fe(OH)3

Взаимодействие щелочей с неметаллами

6NaOH + 3S = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

3NaOH + 4P + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2

гипофосфит
калия

кристаллической и аморфной. Более активна аморфная модификация. Порошок аморфного

кремния – бурого цвета. При подогревании смеси аморфного кремния и щелочи начинается бурная реакция. Кремний реагирует со щелочью с выделением водорода. В растворе образуется силикат натрия.

опыт

2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2

C6H5ONa + H2О

Взаимодействие гидроксида натрия

с фенолом

При взаимодействии
гидроксида натрия с
фенолом образуется
фенолят натрия

опыт

промышленности
и для бытовых нужд:
1
Каустик применяется в целлюлозно-бумажной промышленности.
В

производстве бумаги, картона, искусственных волокон, древесно-
волоконных плит

других
моющих средств

во время стирки в воду добавляли золу, и, по-видимому,

хозяйки обратили внимание, что если зола содержит жир, попавший в очаг во время приготовления пищи, то посуда хорошо моется.
О профессии мыловара (сапонариуса) впервые упоминает примерно в 385 г. н. э. Теодор Присцианус. Арабы варили мыло из масел и соды с VII века, сегодня мыла производятся тем же способом, что и 10 веков назад.

оксидов, как реагент или катализатор в
химических реакциях, в

химическом анализе для титрования,
для травления алюминия и в производстве чистых металлов,
в нефтепереработке —для производства масел.

и используемого для замены обычного
дизельного топлива.
4
Полученный эфир (главным

образом линолевой
кислоты) отличается хорошей воспламеняемостью,
обеспечиваемой высоким цетановым числом.
Цетановое число условная количественная
характеристика самовоспламеняемости дизельных
топлив в цилиндре двигателя (аналог октанового
числа для бензинов). Если для минерального
дизтоплива характерен показатель в 50-52 %, то
метиловый эфир уже изначально соответствует
56-58 % цетана. Сырьем для производства
биодизеля могут быть различные растительные
масла: рапсовое, соевое и другие, кроме тех, в
составе которых высокое содержание пальмитино-
вой кислоты (пальмовое масло). При его производ-
стве в процессе этерификации также образуется
глицерин который используется в пищевой,
косметической и бумажной промышленности.

Получение биодизеля

труб в виде сухих гранул или в составе гелей.

Гидроксид натрия
дезагрегирует засор и способствует лёгкому продвижению его
далее по трубе.

веществ, в том числе зарина, в ребризерах
(изолирующих дыхательных

аппаратах (ИДА), для очистки
выдыхаемого воздуха от углекислого газа.

Гидроксид натрия также используется для мойки пресс-форм
автопокрышек, называется Mold Cleaner фирмы «NALCO».

7

В приготовлении пищи: для мытья и очистки фруктов и овощей
от кожицы, в производстве шоколада и какао, напитков,
мороженого, окрашивания карамели, для размягчения маслин
и производстве хлебобулочных изделий. Зарегистрирован в
качестве пищевой добавки E524.

8

В косметологии для удаления ороговевших участков кожи:
бородавок, папиллом.

9

из рыбы —
сушёная треска вымачивается 5-6 дней в едкой
щёлочи

и приобретает мягкую, желеобразную
консистенцию

Bretzel-Брецель (Немецкие рогалики) —
перед выпечкой их обрабатывают в растворе
едкой щёлочи, которая способствует
образованию уникальной хрустящей корочки

10

и калия растворимы в воде.
Наибольшее значение имеют карбонаты, сульфаты

и хлориды.
Ионы щелочных (натрий, калий) металлов участвуют в
регуляции деятельности сердца, нервной системы и ряда
других физиологических функций.

Na2CO3
Na2CO3 образует кристаллогидрат Na2CO3·10Н2О, известный под
названием кристаллическая сода. Это

вещество применяют в
производстве

стекла,

бумаги,

мыла,

для устранения жесткости воды

Карбонаты

жидкого мыла
тугоплавкого стекла
как калийное удобрение
поташ.
Карбонат калия используют
в

производстве

в химической промышленности — для производства красителей, пенопластов и

других органических продуктов; товаров бытовой химии; наполнителей в огнетушителях.

Применяется:

- в легкой промышленности — в производстве искусственных кож,
кожевенном производстве (дубление и нейтрализация кож), текстильной
промышленности (отделка шелковых и хлопчатобумажных тканей).

- в пищевой промышленности — хлебопечении, производстве кондитерских
изделий, приготовлении напитков. Зарегистрирован в качестве пищевой
добавки E500

в медицине раствор питьевой соды используется в качестве слабого
антисептика для полосканий, а также как традиционное
кислотонейтрализующее средство от изжоги и болей в желудке.

Na2SO4 · 10Н2О, известный под названием
глауберова соль
Применяется для

производства соды, стекла, как слабительное средство.

Запишите формулу сульфата калия.

К2SO4

К2SO4 –
ценное калийное удобрение

вместе с каменным углем, известняком и серой входит
в

так называемую «большую четверку» минерального сырья, наиболее
существенного для химической промышленности. Мировой объем добычи
соли к началу 21 в. достиг 200 млн. т, 60% которой потребляет химическая
промышленность (для производства хлора и гидроксида натрия, а также
бумажной пульпы, текстиля, металлов, резин и масел), 30% – пищевая,
10% приходится на прочие сферы деятельности.
Хлорид натрия используется, например, в качестве антигололедного
реагента

Хлорид калия является наиболее распространённым калийным

удобрением. Применяется для производства гидроксида калия методом
электролиза. Иногда применяется в качестве добавки (E508) к поваренной
соли (так называемая «соль с пониженным содержанием натрия»).

Химическая связь

ионная

Кристаллическая решетка

ионная

Нитрат натрия применяют как удобрение. Он является

компонентом
жидких солевых хладагентов, закалочных ванн в металлообрабатывающей
промышленности, теплоаккумулирующих составов. Нитрат натрия
используется как окислитель во взрывчатых веществах, ракетных топливах,
пиротехнических составах. Он применяется в производстве стекла и солей
натрия, в том числе нитрита, служащего консервантом пищевых продуктов.

Применяют как удобрение (калиевая
селитра), в стекольном производстве,
для приготовления черного пороха
и т. д.

Запишите формулу
нитрата калия.

КNO3

NaCl → NaOH → Na2CO3
Na2CO3 →NaCl → Na

→ NaBr → NaNO3

Na →NaOH → Na → NaI → NaBr → NaCl

Na2O → X → Na2SO4 → X → NaNO3

KBr→K→KH→KOH→KHCO3→K2CO3→K2SO4
↓
KBr

2NaCl + H2S↑
2NaCl + 2H2O

H2↑ + 2NaOH + Cl2↑
NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

электролиз раствора

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O
2NaCl 2Na + Cl2↑
2Na + Br2 = 2NaBr
NaBr + AgNO3 = AgBr↓ + NaNO3

электролиз расплава

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
4NaOH 4Na + O2 + 2H2O
2Na + I2 = 2NaI
2NaI + Br2 = 2NaBr + I2
2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2

электролиз расплава