Презентация по химии «Металлы IА группы (щелочные металлы)» (9 класс)

Щелочные металлы Соединения щелочных металлов

I.История открытия щелочных металлов. 3.Нахождение щелочных металлов в природе II.Щелочные 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.

История открытия щелочных металлов литий калий натрий рубидий цезий франций

литий (Lithium; Li ) 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).

Андрада де Сильва Иоганн Август Арфведсон Берцелиус Гемфри Дэви Роберт Вильгельм Бунзен

Натрий (а точнее, его соединения) 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. Натрий (а точнее, его соединения) 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)

Калий (англ. Potassium, франц. Potassium, нем. 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 (англ. Potassium, франц. Potassium, нем. 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)

Рубидий был открыт в 1861 немецкими учеными Робертом 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)

Цезий был открыт в 1860 году 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 был открыт в 1860 году 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)

Этот элемент был предсказан Д. И. 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. Этот элемент был предсказан Д. И. 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)

Положение щелочных металлов в периодической системе химических элементов 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

группа 3 4 5 6 I A группа Li Na K Rb Cs 2 3 +3 2 ) ) Строение и свойства атомов Число электронов 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.

Щелочные металлы встречаются в природе в 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. Щелочные металлы встречаются в природе в 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

алюмосиликат калия альбит хлорид натрия сильвин сильвинит карналит полигалит

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. Состав. Строение щелочных металлов Химическая связь металлическая Кристаллическая решетка 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.

на аноде: 2Cl─ ─ 2e → Cl20 на катоде : 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.

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

цезий

литий

натрий

калий

Качественное определение щелочных металлов При 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

Химические свойства щелочных металлов В 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

Напишите уравнения реакций между: а) 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

Напишите уравнения реакций между: а) 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

Взаимодействие щелочных металлов с кислородом. 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

Напишите уравнения реакций между: а) 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

Взаимодействие щелочных металлов с водой

Напишите уравнения реакций между: а) 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

Щелочные металлы настолько 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

Натрий реагирует с глицерином. Реакция идет вначале медленно, 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

Взаимодействие натрия с фенолом Натрий взаимодействует с фенолом. При контакте металлического натрия с расплавленным фенолом происходит энергичное взаимодействие. В результате образуется фенолят натрия, и выделяется водород 2C6H5OH + 2Na 2C6H5ONa + H2 опыт

Взаимодействие натрия с метанолом, этанолом, бутанолом 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

Оксиды. Оксид натрия: Соединения щелочных металлов Гидроксиды. Гидроксид натрия: Соли. Состав. Строение. Получение. Химические свойства Состав. Строение. Получение. Химические свойства. Применение.

Оксид натрия представляет собой 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

Чистый оксид натрия получить непосредственным 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

Химические свойства. Перечислите свойства основных оксидов. 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

Составьте формулу гидроксида натрия: NaOH Химическая связь ионная Кристаллическая решетка ионная Твердое белое кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Процесс растворения сопровождается выделением достаточного количества теплоты. опыт

Получение В лаборатории гидроксиды щелочных металлов могут быть 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

Составьте уравнение реакции электролиза иодида калия

Химические свойства Перечислите свойства характерные для растворимых оснований. 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:

Действие щелочей на индикаторы

Лабораторный опыт. Ознакомление со свойствами щелочей. Разделите 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.

Важнейшее свойство оснований – их способность реагировать с 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?

Реакция нейтрализации

Напишите уравнения реакций 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

Взаимодействие щелочей с растворами солей. При каких условиях реакция 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

Кремний существует в виде двух модификаций- 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

С6Н5ОН + NaOH C6H5ONa + H2О С6Н5ОН + NaOH C6H5ONa + H2О Взаимодействие гидроксида натрия с фенолом При взаимодействии гидроксида натрия с фенолом образуется фенолят натрия опыт

Применение NaOH Едкий натр применяется в огромном множестве отраслей промышленности и для бытовых нужд: 1 Каустик применяется в целлюлозно-бумажной промышленности. В производстве бумаги, картона, искусственных волокон, древесно- волоконных плит

2 Для омыления жиров при производстве мыла, шампуня и других моющих средств

В древности 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. В древности 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.

3 В химических отраслях промышленности — для нейтрализации кислот и кислотных 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.

Для изготовления биодизельного топлива — получаемого из растительных 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

5 В качестве агента для растворения засоров канализационных труб в виде сухих гранул или в составе гелей. Гидроксид натрия дезагрегирует засор и способствует лёгкому продвижению его далее по трубе.

6 6.В гражданской обороне для дегазации и нейтрализации отравляющих 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

Некоторые блюда готовятся с применением каустика: Лютефиск — скандинавское блюдо 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

Соли. карбонаты гидрокарбонаты нитраты сульфаты хлориды Твердые кристаллические вещества ионного строения. Большинство солей натрия 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.

Карбонат натрия. Запишите формулу карбоната натрия. Na2CO3 Na2CO3 образует кристаллогидрат Na2CO3·10Н2О, известный под названием кристаллическая сода. Это вещество применяют в производстве стекла, бумаги, мыла, для устранения жесткости воды Карбонаты

карбонат калия. K2CO3 Запишите формулу карбоната калия. Техническое название – жидкого мыла тугоплавкого стекла как калийное удобрение поташ. Карбонат калия используют в производстве

гидрокарбонаты Запишите формулу гидрокарбоната натрия. NaНCO3 - 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.

сульфаты Запишите формулу сульфата натрия. Na2SO4 Сульфат натрия образует кристаллогидрат Na2SO4 · 10Н2О, известный под названием глауберова соль Применяется для производства соды, стекла, как слабительное средство. Запишите формулу сульфата калия. К2SO4 К2SO4 – ценное калийное удобрение

хлориды Запишите формулу хлорида натрия. NaCl Химическая связь Кристаллическая решетка ионная ионная Хлорид натрия 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

Запишите формулу хлорида калия. КCl 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

нитраты Запишите формулу нитрата натрия. NaNO3 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

Распознавание растворов солей натрия

Напишите уравнения реакций, соответствующие следующим схемам: Na →Na2S → 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

2Na + S = Na2S Na2S + 2HCl = 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