Kāliju var iegūt ar elektrolīzi uz oglekļa elektrodiem. Reakcijas, kuru rezultātā mainās elementu oksidācijas pakāpe, sauc par redoksu.

Izmantojot piltuvi un stikla stieni, kannu reaktorā ielejiet alumīnija zāģu skaidas, pēc tam sārmu, aizveriet caurumu ar lentes gabalu un sakratiet saturu. Tālāk mēs pievienojam uztvērēju. Tās apakšējais caurums (ūdeņraža izvadam) ir jāaizver ar naglu. Uzmanīgi ieeļļojiet reaktora un uztvērēja savienojumu ar alabastra putru (ņemiet to diezgan daudz). Pēc 5 minūšu gaidīšanas nosusiniet maisījumu ar matu žāvētāju apmēram 4-5 minūtes.

Tagad mitro vati uzmanīgi aptinam uz uztvērēja skārda, atkāpjoties 5-8 mm no malām, un nofiksējam ar tievu stiepli.

Vispirms noņemiet nagu aizbāzni. Pēc tam pamazām ar degli uzsildām kannu ar reakcijas maisījumu (naudas taupīšanai var izmantot pūtēju).

Apkurei izmantoju butāna kannu un iepriekš minēto lielo sprauslas degli. Kārtridžā esošā deggāze atdziest, un ar laiku liesma nedaudz samazinās, tāpēc nācās sildīt butāna kārtridžu ar roku.

Pārliecinieties, ka puse no "retortes" ir uzkarsēta līdz oranžam mirdzumam, uztvērēja kakls ir jāuzsilda līdz sarkanā karstuma sākumam. Karsē apmēram 13-14 minūtes. Reakciju sākotnēji pavada violetas liesmas parādīšanās, kas izplūst no uztvērēja, tad tā pakāpeniski samazinās un pazūd, tad caurumu var samazināt, ievietojot naglu. (brīvs un ar atstarpi)... Reakcijas laikā pakāpeniski samitriniet kokvilnu ar pipeti, neļaujot ūdenim iekļūt savienojumos.

Pēc apkures pārtraukšanas stingri ievietojiet kontaktdakšu. Ļaujiet ierīcei atdzist līdz istabas temperatūrai! Es tikko izvedu viņu ārā aukstumā. Pēc tam noņemam vati un izdzēšam ūdens pēdas.

Iepriekš sagatavojiet vietu, kur skrāpēsiet kāliju no uztvērēja. Atcerieties ugunsbīstamību! Līdzi jābūt benzīnam, pincetēm, paštaisītai lāpstiņai-skrāpim, traukam kālija uzglabāšanai ar inertu šķidrumu, piemēram, petroleju vai eļļu. Vēlams, lai šķidrums tiktu žāvēts. Nokasām apmetumu un atdalām uztvērēju. Nekavējoties uztvērēja rīklē uzlieciet polietilēna gabalu un piespiediet to ar plastilīnu (vai iepriekš izveidojiet korķi). Atveram uztvērēja puses, galvenā kālija daļa kondensējās kreisajā pusē (kas bija savienota ar kaklu ar reaktoru), labajā pusē bija tikai kālija pēdas (uztvērēja struktūra parādīta fotogrāfija). Kreisajā pusē ielej benzīnu (es izmantoju heksānu). Tas tiek darīts, lai aizsargātu metālu no oksidēšanās (benzīns ir labs, jo tad tas iztvaiko bez pēdām, un jūs varat atkal izmantot ledusskapi, nesalaužot ģipša špakteli). Operācija tiek veikta aizsargbrillēs!

Izmantojiet lāpstiņu, lai noskrāpētu metālu no sienām, pēc tam ar pinceti ievietojiet to uzglabāšanas traukā. Atcerieties, ka nelielas kālija skaidiņas gaisā oksidējas tik ātri, ka var aizdegties. To ir viegli redzēt, ja rūpīgi saplacina ar nazi uz papīra lapas (vēlams filtrpapīrs vai tualetes papīrs) - kālijs parasti aizdegas. Daļa metāla iznāks mazu skaidu un graudu veidā. Tos var savākt, skalojot ar benzīnu uzglabāšanas traukā vai sausā stiklā. Tie ir noderīgi, reaģējot ar ūdeni: pat mazi graudiņi deg ar skaistām purpursarkanām gaismām.

Man izdevās sverglāzē savākt apmēram 1,1 g kālija (kompaktas masas veidā 0,7-0,8 g). Kopumā izveidojās aptuveni 1,3 g metāla. Es nesavācu daļu no kālija atlikumu veidā, noslaucīju to ar papīru no heksāna un ar pinceti pārnesu ūdenī (ērti ir vienkārši nokratīt no papīra graudus). Pēc reakcijas jums ir jānoņem metāla pēdas no uztvērēja, vienkārši iemetiet labo pusi ("apakšā") ūdenī ar izstieptu roku un nekavējoties atkāpieties. Ļaujiet kreisajai pusei sēdēt gaisā, līdz daļēji oksidējas kālija pēdas, pēc tam noņemiet tās ar mitru vati uz stieples (nebojājot ģipša špakteli). Pēc tam noskalojiet uztvērēju ar pipeti un nosusiniet to ar salveti (uzmanieties, lai caurums nebūtu vērsts pret sevi).

Tēma 1.6. Redoksreakcijas.

Jautājumi par iepriekš pētītu tēmu:

1. Kādos gadījumos sāļu ūdens šķīdumu elektrolīzes laikā:

a) pie katoda attīstās ūdeņradis;

b) pie anoda attīstās skābeklis;

c) Vai vienlaikus notiek ūdens metālu katjonu un ūdeņraža katjonu reducēšana?

1. Kādus procesus, kas notiek uz elektrodiem, kopā sauc par "elektrolīzi"?
2. Kāda ir atšķirība starp kaustiskās sodas kausējuma elektrolīzi un tā šķīduma elektrolīzi?
3. Ar kuru akumulatora polu - pozitīvo vai negatīvo, metāla daļa jāsavieno, kad tā ir hromēta.
4. Atklāt elektrolīzes nozīmi; koncepcija - elektrolīze.
5. Kādi ķīmiskie procesi notiek pie katoda un anoda kālija jodīda šķīduma elektrolīzes laikā? Kālija jodīda kausējums?
6. Sastādīt elektrolīzes shēmas, izmantojot šādu sāļu kausējumu un šķīdumu oglekļa elektrodus: КСl.
7. Kādā secībā tiks reducēti katjoni, elektrolīzes laikā to sāļiem ar tādu pašu koncentrāciju (nešķīstošs anods) ar šādu sastāvu: Al, Sn, Ag, Mn?
8. Paskaidrojiet, kāpēc metālisko kāliju nevar iegūt uz oglekļa elektrodiem ar kālija hlorīda ūdens šķīduma elektrolīzi, bet to var iegūt ar šī sāls kausējuma elektrolīzi?
9. Sudraba nitrāta ūdens šķīduma elektrolīzes laikā pie katoda veidojas:

a) Аg b) NO 2 c) NĒ d) H 2?

zināt redoksreakciju pamatjēdzieni un būtība, noteikumi redoksreakciju apkopošanai ar elektroniskā līdzsvara metodi;

būt spējīgam klasificēt reakcijas pēc oksidācijas pakāpes; definēt un lietot jēdzienus: "oksidācijas stāvoklis", "oksidētāji un reducētāji", "oksidācijas un reducēšanas procesi"; sastādīt elektronisko svaru redoksreakcijām un izmantot to, lai sakārtotu koeficientus molekulārajā vienādojumā.

Elementu īpašību maiņa atkarībā no to atomu struktūras

Iepriekš izpētot ķīmisko reakciju veidus, molekulu struktūru, ķīmisko savienojumu galveno klašu attiecības, varam teikt, ka lielākā daļa reakciju - pievienošana, sadalīšanās un aizstāšana notiek, mainoties atomu oksidācijas pakāpei. no reaģējošām vielām, un tikai vielmaiņas reakcijās tas nenotiek.

Reakcijas, kuru rezultātā mainās elementu oksidācijas pakāpe, sauc par redoksreakcijām.

Ir vairāki veidi, kā formulēt redoksreakciju vienādojumus. Pakavēsimies pie elektroniskā līdzsvara metodes, kuras pamatā ir kustīgo elektronu kopskaita noteikšana. Piemēram:

МnО 2 + КСlO 3 + KOH = К 2 МnО 4 + КСl + Н 2 О

Nosakiet atomus, kuru elementi ir mainījuši oksidācijas stāvokli:

Мn → Мn Сl → Сl

Nosakiet zaudēto (-) un saņemto (+) elektronu skaitu:

Mn - 2 e→ Мn Сl + 6 e→ Сl

Zaudēto un iegūto elektronu skaitam jābūt vienādam. Mēs attēlojam abus pusreakcijas procesus šādi:

reducētājs Мn - 2 eˉ → Мn 3 3Мn - 6 eˉ → 3Мn oksidēšana

oksidētājs Сl + 6 eˉ → Сl 1 Сl + 6 eˉ → Сl atgūšana

Galvenie oksidētāja un reducētāja koeficienti tiek pārnesti uz reakcijas vienādojumu

3MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O

Mangāna +4 pārvēršanās process par mangānu +6 ir elektronu atsitiena (zaudēšanas) sagāšanās, t.i. oksidēšana; Сl (+5) pārvēršanas process Сl (-1) ir elektronu iegūšanas process, t.i. atveseļošanās process. Šajā gadījumā MnO 2 viela ir reducētājs, bet KClO 3 ir oksidētājs.

Dažreiz viena no vielām, kas piedalās reakcijā, vienlaikus veic divas funkcijas: oksidētājs (vai reducētājs) un sāli veidojošs līdzeklis. Kā piemēru apsveriet reakciju

Zn + HNO 3 = Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O

Sastādīsim pusreakcijas oksidētājam un reducētājam. Cinks zaudē divus elektronus, bet slāpeklis N (+5) iegūst astoņus elektronus:

Zn - 2 eˉ → Zn 8 4

N+8 eˉ → N 2 1

Tādējādi četru cinka atomu oksidēšanai sāls veidošanai ir nepieciešamas astoņas HNO 3 molekulas un divas HNO 3 molekulas.

4Zn + 2HNO 3 + 8HNO 3 = 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4Zn + 10НNO 3 = 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3Н 2 О

Redoksreakciju vienādojumu veidi.

Galvenie oksidētāji un reducētāji.

Redoksreakcijas tiek iedalītas trīs grupās: starpmolekulārās, intramolekulārās un disproporcijas reakcijas.

Tiek sauktas reakcijas, kurās viena viela kalpo kā oksidētājs, bet otra kā reducētājs starpmolekulāras reakcijas, Piemēram:

2КМnО 4 + 16HСl = 2МnСl 2 + 5Сl 2 + 2КСl + 8Н 2 О

Starpmolekulārās reakcijas ietver arī reakcijas starp vielām, kurās viena un tā paša elementa mijiedarbībā esošajiem atomiem ir dažādi oksidācijas stāvokļi:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

Tiek sauktas reakcijas, kas notiek, mainoties atomu oksidācijas pakāpei vienā un tajā pašā molekulā intramolekulāras reakcijas, Piemēram:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Intramolekulārās reakcijas ietver reakcijas, kurās viena un tā paša elementa atomiem ir dažādi oksidācijas stāvokļi:

NH 4 NO 3 = N 2 O + H 2 O

Reakcijas, kurās oksidācijas un reducēšanas funkcijas veic viena elementa atomi vienā oksidācijas pakāpē, sauc. disproporcijas reakcijas, Piemēram:

2Nа 2 O 2 + 2СО 2 = 2 NаСО 3 + О 2

Oksidētāji

Atoma vai jona oksidēšanas spējas mērs, kā jau minēts, ir elektronu afinitāte, t.i. viņu spēja pieņemt elektronus.

Oksidētāji ir:

1. Visi nemetālu atomi. Spēcīgākie oksidētāji ir halogēna atomi, jo tie spēj pieņemt tikai vienu elektronu. Samazinoties grupas skaitam, samazinās tajos esošo nemetālu atomu oksidēšanas spēja. Tāpēc IV grupas nemetālu atomi ir vājākie oksidētāji. Grupās no augšas uz leju arī nemetālu atomu oksidējošās īpašības samazinās, jo palielinās atomu rādiuss.

2. Pozitīvi lādēti metālu joni ar augstu oksidācijas pakāpi, piemēram:

КМnО 4, К 2 СrО 4, V 2 O 5, МnО 2 utt.

Turklāt oksidētāji ir metālu joni ar zemu oksidācijas pakāpi, piemēram:

Ag, Hg, Fe, Cu utt.

3. Koncentrētas HNO 3 un H 2 SO 4 skābes.

Reducētāji

Restauratori var būt:

1. Visu elementu atomi, izņemot He, Ne, Ar, F. Visvieglāk elektronus zaudē to elementu atomi, kuru pēdējā slānī ir viens, divi, trīs elektroni.

2. Pozitīvi lādēti metālu joni zemā oksidācijas pakāpē, piemēram:

Fe, Cr, Mn, Sn, Cu.

3. Negatīvi lādēti joni, piemēram: Clˉ, Brˉ, Iˉ, S 2 ˉ.

4. Vājas skābes un to sāļi, piemēram: H 2 SO 3 un K 2 SO 3; HNO 2 un KNO 2.

Jautājumi par pētīto tēmu:

1. Kādas reakcijas sauc par redoksreakcijām? Kā redoksreakcijas atšķiras no citām ķīmiskajām reakcijām?

1. Kāpēc savienojumos esošajiem metāliem ir tikai pozitīvs oksidācijas līmenis, bet nemetāliem ir gan pozitīvs, gan negatīvs?
2. Kādas vielas sauc par oksidētājiem un kādas par reducētājiem?
3. Kā var spriest par saites raksturu starp atomiem molekulā pēc relatīvās elektronegativitātes?
4. Kāda ir saistība starp elektronu afinitātes enerģiju un ķīmiskā elementa oksidēšanas spēju?
5. Kādas kompleksās vielas raksturo tikai oksidējošas īpašības? Kādos gadījumos kompleksās vielas var darboties kā oksidētāji un reducētāji?
6. Šajos reakcijas vienādojumos nosakiet oksidētāju un reducētāju, to oksidācijas pakāpi, novietojiet koeficientus:

a) НgS + НNО 3 + НСl → НgСl 2 + S + NO + Н 2 O

b) SnСl 2 + К 2 Сr 2 О 7 + Н 2 SO 4 → Sn (SO 4) 2 + SnCl 4 + Сr 2 (SO 4) 3 + К 2 SO 4 + Н 2 O

c) AsH 3 + AgNO 3 + H 2 O → H 3 AsO 4 + Ag + HNO 3

1. Sekojošās reakcijās, kurās oksidētājs un reducētājs atrodas vienā vielā (intramolekulārās oksidācijas-reducēšanas reakcijas), novieto koeficientus:

a) NH 4 NO 3 → N 2 O + H 2 O

b) КСlO 3 → КСl + О 2

c) Ag 2 O → Ag + O 2

1. Disproporcijas reakcijām (pašoksidācija - pašdziedināšanās) uzrakstiet elektroniskās shēmas un ievietojiet koeficientus:

a) К 2 МnО 4 + Н 2 О → КМnО 4 + МnО 2 + KOH

b) НСlO 3 → СlO 2 + НСlO 4

c) HNO 2 → HNO 3 + NO + H 2 O

1. Kuras no šīm reakcijām ir intramolekulāras un kuras ir disproporcijas reakcijas:

a) Нg (NO 3) 2 → Нg + NO 2 + О 2

b) Сu (NO 3) 2 → СuО + NO 2 + О 2

c) K 2 SO 3 → K 2 SO 4 + K 2 S

d) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O

Izvēlieties katras reakcijas koeficientus.

Literatūra: 1, 2,3.

Kālijs - Mendeļejeva periodiskās tabulas deviņpadsmitais elements, pieder pie sārmu metāliem. Šī ir vienkārša viela, kas normālos apstākļos ir cietā agregācijas stāvoklī. Kālijs vārās 761 ° C temperatūrā. Elementa kušanas temperatūra ir 63 ° C. Kālijam ir sudrabaini balta krāsa ar metālisku spīdumu.

Kālija ķīmiskās īpašības

Kālijs ir ļoti reaģējošs, tāpēc to nevar uzglabāt ārā: sārmu metāls uzreiz reaģē ar apkārtējām vielām. Šis ķīmiskais elements pieder periodiskās tabulas I grupai un IV periodam. Kālijam piemīt visas metāliem raksturīgās īpašības.

Tas mijiedarbojas ar vienkāršām vielām, kas ietver halogēnus (bromu, hloru, fluoru, jodu) un fosforu, slāpekli un skābekli. Kālija mijiedarbību ar skābekli sauc par oksidāciju. Šīs ķīmiskās reakcijas laikā skābeklis un kālijs tiek patērēts molārā attiecībā 4:1, kā rezultātā veidojas divas daļas kālija oksīda. Šo mijiedarbību var izteikt ar reakcijas vienādojumu:

4K + O₂ = 2K₂O

Kālija sadegšanas laikā tiek novērota spilgti purpursarkana liesma.

Šī mijiedarbība tiek uzskatīta par kvalitatīvu reakciju uz kālija noteikšanu. Kālija reakcijas ar halogēniem tiek nosauktas pēc ķīmisko elementu nosaukumiem: fluorēšana, jodēšana, bromēšana, hlorēšana. Šādas mijiedarbības ir pievienošanas reakcijas. Piemērs ir reakcija starp kāliju un hloru, kā rezultātā veidojas kālija hlorīds. Lai veiktu šādu mijiedarbību, ņem divus molus kālija un vienu molu. Rezultātā veidojas divi moli kālija:

2K + CIS = 2KSI

Kālija hlorīda molekulārā struktūra

Dedzinot brīvā dabā, kālijs un slāpeklis tiek patērēti molārā attiecībā 6: 1. Šīs mijiedarbības rezultātā kālija nitrīds veidojas divās daļās:

6K + N₂ = 2K₃N

Savienojums ir zaļi melni kristāli. Kālijs reaģē ar fosforu pēc tāda paša principa. Ja ņemat 3 molus kālija un 1 molu fosfora, jūs iegūstat 1 molu fosfīda:

3K + R = K₃R

Kālijs reaģē ar ūdeņradi, veidojot hidrīdu:

2K + H₂ = 2KN

Visas pievienošanas reakcijas notiek augstā temperatūrā

Kālija mijiedarbība ar sarežģītām vielām

Sarežģītas vielas, ar kurām kālijs reaģē, ir ūdens, sāļi, skābes un oksīdi. Tā kā kālijs ir aktīvs metāls, tas izspiež ūdeņraža atomus no to savienojumiem. Piemērs ir reakcija, kas notiek starp kāliju un sālsskābi. Tās īstenošanai tiek ņemti 2 moli kālija un skābes. Reakcijas rezultātā veidojas 2 moli kālija hlorīda un 1 mols ūdeņraža:

2K + 2NSI = 2KSI + Н₂

Ir vērts sīkāk apsvērt kālija mijiedarbības procesu ar ūdeni. Kālijs spēcīgi reaģē ar ūdeni. Tas pārvietojas pa ūdens virsmu, to spiež atbrīvotais ūdeņradis:

2K + 2H2O = 2KOH + H2

Reakcijas gaitā laika vienībā izdalās daudz siltuma, kas noved pie kālija un izdalītā ūdeņraža aizdegšanās. Tas ir ļoti interesants process: saskaroties ar ūdeni, kālijs uzreiz aizdegas, violetā liesma sprakšķ un ātri pārvietojas pa ūdens virsmu. Reakcijas beigās notiek uzliesmojums ar degoša kālija un reakcijas produktu pilienu šļakatām.

Kālija reakcija ar ūdeni

Galvenais kālija un ūdens reakcijas galaprodukts ir kālija hidroksīds (sārms). Kālija un ūdens reakcijas vienādojums:

4K + 2H₂O + O₂ = 4KOH

Uzmanību! Nemēģiniet šo pieredzi pats!

Ja eksperiments tiek veikts nepareizi, jūs varat iegūt sārmu apdegumu. Reakcijai parasti izmanto kristalizatoru ar ūdeni, kurā ievieto kālija gabalu. Kad ūdeņradis pārstāj degt, daudzi cilvēki vēlas ieskatīties kristalizētājā. Šajā brīdī notiek pēdējais kālija reakcijas posms ar ūdeni, ko pavada vājš sprādziens un izveidotā karstā sārma izšļakstīšanās. Tāpēc drošības apsvērumu dēļ ir vērts ievērot zināmu attālumu no laboratorijas galda, līdz reakcija ir pabeigta. jūs atradīsit visievērojamāko pieredzi, ko var gūt ar bērniem mājās.

Kālija struktūra

Kālija atoms sastāv no kodola, kurā ir protoni un neitroni, un elektroni, kas riņķo ap to. Elektronu skaits vienmēr ir vienāds ar protonu skaitu kodolā. Kad elektrons tiek atvienots vai pievienots atomam, tas pārstāj būt neitrāls un pārvēršas par jonu. Jonus iedala katjonos un anjonos. Katjoni ir pozitīvi lādēti, bet anjoni ir negatīvi. Kad elektrons ir pievienots atomam, tas pārvēršas par anjonu; ja kāds no elektroniem atstāj savu orbītu, neitrālais atoms pārvēršas par katjonu.

Kālija kārtas skaitlis Mendeļejeva periodiskajā tabulā ir 19. Tas nozīmē, ka ķīmiskā elementa kodolā ir arī 19 protoni Secinājums: ap kodolu atrodas 19 elektroni.Protonu skaitu struktūrā nosaka kā šādi: no atomu masas atņem ķīmiskā elementa kārtas numuru. Secinājums: kālija kodolā ir 20 protoni. Kālijs pieder pie IV perioda, tam ir 4 "orbītas", uz kurām elektroni atrodas vienmērīgi, atrodoties pastāvīgā kustībā. Pirmajā "orbītā" ir 2 elektroni, otrajā - 8; trešajā un pēdējā, ceturtajā "orbītā" griežas 1 elektrons. Tas izskaidro augsto kālija ķīmiskās aktivitātes līmeni: tā pēdējā "orbīta" nav pilnībā piepildīta, tāpēc elementam ir tendence apvienoties ar citiem atomiem. Rezultātā abu elementu pēdējo orbītu elektroni kļūs kopīgi.