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.
