Piltuvu ir stikline lazdele supilkite aliuminio drožles į reaktoriaus balionėlį, tada šarmą, uždarykite skylę juostos gabalėliu ir suplakite turinį. Tada prijunkite imtuvą. Jo apatinė skylė (vandeniliui išleisti) turi būti uždaryta vinimi. Švelniai sutepkite reaktoriaus ir imtuvo sandūrą alebastro koše (paimkite jos gana). Palaukę 5 minutes džiovinkite jungtį plaukų džiovintuvu apie 4-5 minutes.

Dabar drėgną vatą atsargiai apvyniojame ant imtuvo skardos, atsitraukdami nuo 5-8 mm kraštų, ir pritvirtiname plona viela.

Pirmiausia nuimkite nagų kaištį. Tada palaipsniui pašildome skardinę su reakcijos mišiniu degikliu (taupydami galite naudoti pūtiklį).

Šildymui naudojau butano skardinę ir aukščiau paminėtą didelį degiklio antgalį. Degiosios dujos skardinės viduje atšąla, o laikui bėgant liepsna šiek tiek sumažėja, todėl teko butano skardinę šildyti rankomis.

Įsitikinkite, kad pusė „retortos“ įkaitinta iki oranžinės kaitros, imtuvo gerklė turi būti įkaitinta iki raudonos kaitros pradžios. Kaitinkite apie 13-14 minučių. Reakciją iš pradžių lydi violetinė liepsna, sklindanti iš imtuvo, tada ji palaipsniui mažėja ir išnyksta, tada galite sumažinti skylę įkišdami vinį (laisvas ir su tarpu). Reakcijos metu vatą palaipsniui suvilgykite pipete, kad vanduo nepatektų į sąnarius.

Sustabdę kaitinimą, tvirtai įkiškite kištuką. Leiskite prietaisui atvėsti iki kambario temperatūros! Ką tik išnešiau į šaltį. Tada nuimame vatą, nuvalome vandens pėdsakus.

Iš anksto paruoškite vietą, kur iš imtuvo iškrausite kalį. Atkreipkite dėmesį į gaisro pavojų! Turėtumėte turėti benziną, pincetą, naminį grandiklį, kalio talpyklą su inertiniu skysčiu, pavyzdžiui, žibalu ar aliejumi. Pageidautina, kad skystis būtų išdžiovintas. Nubraukiame tinką ir atskiriame imtuvą. Iš karto ant imtuvo gerklės dedame polietileno gabalėlį ir prispaudžiame plastilinu (arba iš anksto padarome kamštelį). Atidarome imtuvo puses, kairėje pusėje kondensuota pagrindinė kalio dalis (kuri buvo pritvirtinta prie reaktoriaus kakleliu), dešinėje pusėje liko tik kalio pėdsakai (imtuvo struktūra parodyta nuotrauką). Į kairę pusę įpilkite benzino (aš naudojau heksaną). Tai daroma siekiant apsaugoti metalą nuo oksidacijos (geras benzinas, nes tada jis be pėdsakų išgaruos, o šaldytuvą bus galima vėl naudoti netrikdant gipso glaisto). Operacija atliekama su apsauginiais akiniais!

Mentele nubraukite metalą nuo sienų, tada pincetu įdėkite jį į laikymo indą. Atminkite, kad mažos kalio drožlės ore oksiduojasi taip greitai, kad gali užsidegti. Tai nesunku pastebėti, jei išdžiovintą kalio gabalėlį atsargiai peiliu išlyginsite ant popieriaus lapo (geriausia filtro ar tualetinio popieriaus) – kalis dažniausiai užsidega. Dalis metalo pasirodys mažų drožlių ir grūdelių pavidalu. Juos galima surinkti nuplaunant benzinu į laikymo indą arba sausą puodelį. Jie naudingi reaguojant su vandeniu: net smulkūs grūdeliai dega gražiomis purpurinėmis lemputėmis.

Į butelį man pavyko surinkti apie 1,1 g kalio (0,7-0,8 g kompaktiškos masės pavidalu). Iš viso susidarė apie 1,3 g metalo. Dalies kalio likučių pavidalu nesurinkau, nusausinau popieriumi iš heksano ir pincetu perpyliau į vandenį (patogu tiesiog nukratyti nuo popieriaus grūdelius). Po reakcijos reikia pašalinti metalo pėdsakus nuo imtuvo, tiesiog dešinę pusę („apačią“) įmesti į vandenį ant ištiestos rankos ir nedelsiant pasitraukti. Leiskite kairiajai pusei gulėti ore, kol iš dalies oksiduosis kalio pėdsakai, tada pašalinkite juos drėgna vata ant vielos (nepažeidžiant tinko glaisto). Tada išskalaukite imtuvą pipete ir nusausinkite servetėle (atsargiai, kad angos nenukreiptumėte į save).

Kalis - devynioliktas Mendelejevo periodinės lentelės elementas, priklauso šarminiams metalams. Tai paprasta medžiaga, kuri normaliomis sąlygomis išlieka kietos būsenos. agregacijos būsena. Kalis užverda 761 °C temperatūroje. Elemento lydymosi temperatūra yra 63 °C. Kalis yra sidabriškai baltos spalvos su metaliniu blizgesiu.

Kalio cheminės savybės

Kalis – turintis didelį cheminį aktyvumą, todėl jo negalima laikyti lauke: šarminis metalas akimirksniu reaguoja su aplinkinėmis medžiagomis. Šis cheminis elementas priklauso periodinės lentelės I grupei ir IV periodui. Kalis turi visas metalams būdingas savybes.

Jis bendrauja su paprastos medžiagos, kurie apima halogenus (bromą, chlorą, fluorą, jodą) ir fosforą, azotą ir deguonį. Kalio sąveika su deguonimi vadinama oksidacija. Šios cheminės reakcijos metu deguonis ir kalis suvartojamas 4:1 moliniu santykiu, todėl susidaro dviejų dalių kalio oksidas. Šią sąveiką galima išreikšti reakcijos lygtimi:

4K + O₂ \u003d 2K₂O

Deginant kaliui, stebima ryškiai violetinės spalvos liepsna.

Tokia sąveika laikoma kokybine reakcija į kalio nustatymą. Kalio reakcijos su halogenais įvardijamos pagal cheminių elementų pavadinimus: tai fluorinimas, jodavimas, brominimas, chlorinimas. Tokios sąveikos yra pridėjimo reakcijos. Pavyzdys yra kalio ir chloro reakcija, dėl kurios susidaro kalio chloridas. Tokiai sąveikai atlikti paimami du moliai kalio ir vienas molis. Dėl to susidaro du moliai kalio:

2K + СІ₂ = 2КІ

Kalio chlorido molekulinė struktūra

Deginant po atviru dangumi, kalis ir azotas suvartojami 6:1 moliniu santykiu. Dėl šios sąveikos susidaro dviejų dalių kalio nitridas:

6K + N₂ = 2K3N

Junginys yra žaliai juodi kristalai. Kalis taip pat reaguoja su fosforu. Jei vartojate 3 molius kalio ir 1 molį fosforo, gausite 1 molį fosfido:

3K + P = K₃P

Kalis reaguoja su vandeniliu, sudarydamas hidridą:

2K + N₂ = 2KN

Visos prisijungimo reakcijos vyksta aukštoje temperatūroje

Kalio sąveika su sudėtingomis medžiagomis

Sudėtingos medžiagos, su kuriomis kalis reaguoja, yra vanduo, druskos, rūgštys ir oksidai. Kadangi kalis yra aktyvus metalas, jis išstumia vandenilio atomus iš jų junginių. Pavyzdys yra reakcija tarp kalio ir vandenilio chlorido rūgštis. Jo įgyvendinimui paimami 2 moliai kalio ir rūgšties. Dėl reakcijos susidaro 2 moliai kalio chlorido ir 1 molis vandenilio:

2K + 2HCI = 2KSI + H₂

Išsamiau verta apsvarstyti kalio sąveikos su vandeniu procesą. Kalis smarkiai reaguoja su vandeniu. Jis juda vandens paviršiumi, jį stumia išsiskiriantis vandenilis:

2K + 2H2O = 2KOH + H2

Reakcijos metu per laiko vienetą išsiskiria daug šilumos, dėl kurios užsidega kalis ir išsiskiriantis vandenilis. Tai labai įdomus procesas: susilietus su vandeniu kalis akimirksniu užsidega, violetinė liepsna traška ir greitai juda vandens paviršiumi. Pasibaigus reakcijai, įvyksta pliūpsnis su degančio kalio ir reakcijos produktų lašais.

Kalio reakcija su vandeniu

Pagrindinis galutinis produktas kalio reakcijos su vandeniu - kalio hidroksidas (šarmas). Kalio reakcijos su vandeniu lygtis:

4K + 2H₂O + O₂ = 4KOH

Dėmesio! Nemėginkite patys pakartoti šios patirties!

Jei eksperimentas atliktas neteisingai, galite nudeginti šarmu. Reakcijai dažniausiai naudojamas kristalizatorius su vandeniu, į kurį įdedamas gabalėlis kalio. Kai tik vandenilis nustoja degti, daugelis nori pažvelgti į kristalizatorių. Šiuo metu įvyksta paskutinė kalio reakcijos su vandeniu etapas, lydimas silpno sprogimo ir susidariusio karšto šarmo purslų. Todėl saugumo sumetimais verta laikytis tam tikro atstumo nuo laboratorinio stalo, kol reakcija baigsis. rasite įspūdingiausių potyrių, kuriuos galite patirti su savo vaikais namuose.

Kalio struktūra

Kalio atomas susideda iš branduolio, kuriame yra protonų ir neutronų, ir aplink jį besisukančių elektronų. Elektronų skaičius visada lygus protonų skaičiui branduolyje. Kai elektronas atsiskiria arba prijungiamas prie atomo, jis nustoja būti neutralus ir virsta jonu. Jonai skirstomi į katijonus ir anijonus. Katijonai turi teigiamą krūvį, anijonai – neigiamą. Kai elektronas yra prijungtas prie atomo, jis tampa anijonu; jei vienas iš elektronų palieka savo orbitą, neutralus atomas virsta katijonu.

Kalio serijos numeris Periodinė elementų lentelė Mendelejevas – 19. Taigi, protonai branduolyje cheminis elementas taip pat yra 19. Išvada: aplink branduolį yra 19 elektronų.Protonų skaičius struktūroje nustatomas taip: nuo atominė masė atimti cheminio elemento serijos numerį. Išvada: kalio branduolyje yra 20 protonų. Kalis priklauso IV periodui, turi 4 „orbitas“, kuriose tolygiai pasiskirstę elektronai, kurie nuolat juda. Pirmoje "orbitoje" yra 2 elektronai, antroje - 8; trečioje ir paskutinėje, ketvirtoje „orbitoje“ sukasi 1 elektronas. Tai paaiškina aukštas lygis kalio cheminis aktyvumas: paskutinė jo „orbita“ nėra pilnai užpildyta, todėl elementas linkęs jungtis su kitais atomais. Dėl to paskutinių dviejų elementų orbitų elektronai taps bendri.

1.6 tema. Redokso reakcijos.

Klausimai anksčiau išnagrinėta tema:

1. Kokiais atvejais vandeninių druskų tirpalų elektrolizės metu:

a) prie katodo išsiskiria vandenilis;

b) prie anodo išsiskiria deguonis;

c) ar vienu metu redukuojami metalo katijonai ir vandens vandenilio katijonai?

1. Kokius procesus, vykstančius ant elektrodų, vienija bendras pavadinimas „elektrolizė“?
2. Kuo skiriasi kaustinės sodos lydalo elektrolizė ir jos tirpalo elektrolizė?
3. Prie kurio akumuliatoriaus poliaus – teigiamo ar neigiamo – reikia prijungti metalinę dalį, kai ji yra chromuota.
4. Atskleisti elektrolizės prasmę; koncepcija – elektrolizė.
5. Kokio tipo cheminiai procesai atsiranda prie katodo ir anodo kalio jodido tirpalo elektrolizės metu? Kalio jodido lydalas?
6. Padarykite elektrolizės schemas, naudodami anglies elektrodus iš lydalų ir šių druskų tirpalų: KCl.
7. Kokia seka katijonai bus redukuojami elektrolizės metu tokios pat koncentracijos (netirpių anodų) jų druskoms, kurių sudėtis: Al, Sn, Ag, Mn?
8. Paaiškinkite, kodėl metalinio kalio negalima gauti ant anglies elektrodų elektrolizės būdu vandeninis tirpalas kalio chloridas, bet ar galima gauti šios druskos lydalo elektrolizės būdu?
9. Elektrolizės metu prie katodo vandeninio sidabro nitrato tirpalo susidaro:

a) Ag b) NO 2 c) NO d) H 2 ?

žinoti pagrindinės oksidacinės sąvokos ir esmė mažinančias reakcijas, redokso reakcijų sudarymo elektroninio balanso metodu taisyklės;

galėti klasifikuoti reakcijas pagal oksidacijos laipsnį; apibrėžti ir taikyti sąvokas: „oksidacijos būsena“, „oksidatoriai ir reduktoriai“, „oksidacijos ir redukcijos procesai“; sudaryti elektroninį balansą redokso reakcijas ir pritaikykite ją molekulinės lygties koeficientams išdėstyti.

Elementų savybių keitimas priklausomai nuo jų atomų sandaros

Anksčiau ištyręs tipus cheminės reakcijos, molekulių sandara, pagrindinių klasių ryšys cheminiai junginiai, galime teigti, kad dauguma reakcijų – pridėjimas, skilimas ir pakeitimas, vyksta keičiantis reaguojančių medžiagų atomų oksidacijos būsenai ir tik mainų reakcijose tai neįvyksta.

Reakcijos, kurios keičia elementų oksidacijos būseną, vadinamos redokso reakcijomis.

Yra keletas būdų, kaip parašyti redokso reakcijų lygtis. Apsvarstykite elektroninio balanso metodą, pagrįstą apibrėžimu iš viso judantys elektronai. Pavyzdžiui:

MnO 2 + KClO 3 + KOH \u003d K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O

Nustatome atomus, kurių elementų oksidacijos būsena pasikeitė:

Mn → Mn Cl → Cl

Nustatykite prarastų (-) ir gautų (+) elektronų skaičių:

Mn - 2 e→ Mn Cl + 6 e→ Сl

Prarastų ir įgytų elektronų skaičius turėtų būti vienodas. Abu pusinių reakcijų procesai pavaizduoti taip:

reduktorius Mn - 2 eˉ → Мn 3 3Мn – 6 eˉ → 3Mn oksidacija

oksidatorius Cl + 6 eˉ → Сl 1 Сl + 6 eˉ → Сl atkūrimas

Pagrindiniai oksidatoriaus ir reduktoriaus koeficientai perkeliami į reakcijos lygtį

3MnO 2 + KClO 3 + 6KOH \u003d 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O

Mangano +4 virsmo manganu +6 procesas yra elektronų atatrankos (praradimo) smukimas, t.y. oksidacija; Cl(+5) pavertimo Cl(-1) procesas yra elektronų gavimo procesas, t.y. atkūrimo procesas. Šiuo atveju MnO 2 medžiaga yra reduktorius, o KClO 3 - oksidatorius.

Kartais viena iš reakcijoje dalyvaujančių medžiagų vienu metu atlieka dvi funkcijas: oksidatorius (arba reduktorius) ir druskos formuotojas. Kaip pavyzdį apsvarstykite reakciją

Zn + HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O

Sudarykite oksidatoriaus ir redukcijos reakcijų pusines reakcijas. Cinkas praranda du elektronus, o azotas N(+5) įgyja aštuonis elektronus:

Zn-2 eˉ → Zn 8 4

N+8 eˉ → N 2 1

Taigi, norint oksiduoti keturis cinko atomus, druskai susidaryti reikia aštuonių HNO 3 molekulių ir dviejų HNO 3 molekulių.

4Zn + 2HNO 3 + 8HNO 3 \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4Zn + 10HNO 3 \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Redokso reakcijų lygčių tipai.

Pagrindinės oksiduojančios ir redukuojančios medžiagos.

Redokso reakcijos skirstomos į tris grupes: tarpmolekulines, intramolekulines ir disproporcines reakcijas.

Reakcijos, kurių metu viena medžiaga yra oksidatorius, o kita – reduktorius, vadinamos tarpmolekulinės reakcijos, pavyzdžiui:

2KMnO4 + 16HCl \u003d 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H 2O

Tarpmolekulinės reakcijos taip pat apima reakcijas tarp medžiagų, kuriose sąveikaujantys to paties elemento atomai turi skirtingą oksidacijos būseną:

2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O

Reakcijos, kurios vyksta pasikeitus tos pačios molekulės atomų oksidacijos būsenai, vadinamos intramolekulinės reakcijos, pavyzdžiui:

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Intramolekulinės reakcijos apima reakcijas, kurių metu to paties elemento atomai turi skirtingą oksidacijos būseną:

NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + H 2 O

Reakcijos, kuriose oksidavimo ir redukavimo funkcijas atlieka to paties elemento atomai, esantys toje pačioje oksidacijos būsenoje, vadinamos disproporcijos reakcijos, pavyzdžiui:

2Nа 2O 2 + 2СО 2 = 2NAСО 3 + О 2

Oksidatoriai

Atomo ar jono oksidacinio gebėjimo matas, kaip jau minėta, yra elektronų giminingumas, t.y. jų gebėjimas priimti elektronus.

Oksidatoriai yra:

1. Visi nemetalų atomai. Stipriausi oksidatoriai yra halogeno atomai, nes jie gali priimti tik vieną elektroną. Sumažėjus grupės skaičiui, mažėja juose esančių nemetalų atomų oksidaciniai gebėjimai. Todėl IV grupės nemetalų atomai yra silpniausi oksidatoriai. Grupėmis iš viršaus į apačią oksidacinės savybės nemetalų atomų taip pat mažėja dėl atomų spindulių padidėjimo.

2. Teigiamai įkrauti metalo jonai būsenoje aukštas laipsnis Oksidacija, pavyzdžiui:

KMnO 4, K 2 CrO 4, V 2 O 5, MnO 2 ir kt.

Be to, oksidatoriai yra metalo jonai, turintys mažą oksidacijos laipsnį, pavyzdžiui:

Ag, Hg, Fe, Cu ir kt.

3. Koncentruotos HNO 3 ir H 2 SO 4 rūgštys.

Restauratoriai

Restauratoriai gali būti:

1. Visų elementų atomai, išskyrus He, Ne, Ar, F. Lengviausiai elektronus praranda tie elementų atomai, kurių paskutiniame sluoksnyje yra vienas, du, trys elektronai.

2. Mažos oksidacijos būsenos teigiamai įkrauti metalo jonai, pavyzdžiui:

Fe, Cr, Mn, Sn, Cu.

3. Neigiamai įkrauti jonai, pvz.: Сlˉ, Вгˉ, Iˉ, S 2 ˉ.

4. Silpnos rūgštys ir jų druskos, pavyzdžiui: H2SO3 ir K2SO3; HNO 2 ir KNO 2.

Klausimai tiriama tema:

1. Kokios reakcijos vadinamos redokso reakcijomis? Kuo redokso reakcijos skiriasi nuo kitų cheminių reakcijų?

1. Kodėl metalai junginiuose rodo tik teigiamas oksidacijos būsenas, o nemetalai – ir teigiamas, ir neigiamas?
2. Kurios medžiagos vadinamos oksiduojančiomis, o kurios – reduktorėmis?
3. Kaip santykinis elektronegatyvumas gali būti naudojamas sprendžiant apie ryšį tarp molekulės atomų?
4. Koks ryšys tarp elektronų afiniteto energijos ir cheminio elemento oksidacinės galios?
5. Kokios sudėtinės medžiagos pasižymi tik oksidacinėmis savybėmis? Kokiais atvejais sudėtingos medžiagos gali veikti kaip oksidatoriai ir reduktorius?
6. Šiose reakcijų lygtyse nustatykite oksidatorių ir reduktorius, jų oksidacijos laipsnį, išdėliokite koeficientus:

a) HgS + HNO 3 + Hcl → HgCl 2 + S + NO + H 2 O

b) SnCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Sn (SO 4) 2 + SnCl 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

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

1. Šiose reakcijose, kuriose oksidatorius ir reduktorius yra toje pačioje medžiagoje (vidumolekulinės oksidacijos reakcijos - redukcija), išdėstykite koeficientus:

a) NH 4 NO 3 → N 2 O + H 2 O

b) KClO 3 → KCl + O 2

c) Ag 2 O → Ag + O 2

1. Dėl disproporcijų reakcijų (savaime oksidacijos - savaiminio išgydymo) parašykite elektronines grandines ir išdėstykite koeficientus:

a) K 2 MnO 4 + H 2 O → KMnO 4 + MnO 2 + KOH

b) HclO 3 → ClO 2 + HclO 4

c) HNO 2 → HNO 3 + NO + H 2 O

1. Kurios iš šių reakcijų yra intramolekulinės, o kurios – disproporcinės reakcijos:

a) Hg (NO 3) 2 → Hg + NO 2 + O 2

b) Cu (NO 3) 2 → CuO + NO 2 + O 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

Pasirinkite kiekvienos reakcijos koeficientus.

Literatūra: 1, 2,3.