Draslík je devätnásty prvok periodickej tabuľky a patrí medzi alkalické kovy. Ide o jednoduchú látku, ktorá je za normálnych podmienok v pevnom stave agregácie. Draslík vrie pri teplote 761 °C. Teplota topenia prvku je 63 °C. Draslík má striebristo-bielu farbu s kovovým leskom.

Chemické vlastnosti draslíka

Draslík je vysoko chemicky aktívny, takže ho nemožno skladovať na čerstvom vzduchu: alkalický kov okamžite reaguje s okolitými látkami. Tento chemický prvok patrí do skupiny I a obdobia IV periodickej tabuľky. Draslík má všetky vlastnosti charakteristické pre kovy.

Interaguje s jednoduchými látkami, medzi ktoré patria halogény (bróm, chlór, fluór, jód) a fosfor, dusík a kyslík. Interakcia draslíka s kyslíkom sa nazýva oxidácia. Počas tejto chemickej reakcie sa kyslík a draslík spotrebúvajú v molárnom pomere 4:1, čo vedie k tvorbe dvoch častí oxidu draselného. Táto interakcia môže byť vyjadrená reakčnou rovnicou:

4K + O2 = 2K20

Keď draslík horí, pozoruje sa jasne fialový plameň.

Táto interakcia sa považuje za kvalitatívnu reakciu na stanovenie draslíka. Reakcie draslíka s halogénmi sú pomenované podľa názvov chemických prvkov: fluorácia, jodácia, bromácia, chlorácia. Takéto interakcie sú adičné reakcie. Príkladom je reakcia medzi draslíkom a chlórom, ktorej výsledkom je vznik chloridu draselného. Na uskutočnenie takejto interakcie vezmite dva móly draslíka a jeden mól. V dôsledku toho sa vytvoria dva móly draslíka:

2K + СІ₂ = 2KІ

Molekulárna štruktúra chloridu draselného

Pri spaľovaní na čerstvom vzduchu sa draslík a dusík spotrebúvajú v molárnom pomere 6:1. V dôsledku tejto interakcie sa tvorí nitrid draselný v množstve dvoch častí:

6K + N2 = 2K3N

Zlúčenina sa javí ako zeleno-čierne kryštály. Draslík reaguje s fosforom podľa rovnakého princípu. Ak vezmete 3 móly draslíka a 1 mól fosforu, dostanete 1 mól fosfidu:

3К + Р = К₃Р

Draslík reaguje s vodíkom za vzniku hydridu:

2K + N2 = 2KN

Všetky adičné reakcie prebiehajú pri vysokých teplotách

Interakcia draslíka s komplexnými látkami

Medzi komplexné látky, s ktorými draslík reaguje, patrí voda, soli, kyseliny a oxidy. Keďže draslík je reaktívny kov, vytláča atómy vodíka z ich zlúčenín. Príkladom je reakcia, ktorá prebieha medzi draslíkom a kyselinou chlorovodíkovou. Na jeho uskutočnenie sa odoberú 2 móly draslíka a kyseliny. V dôsledku reakcie sa vytvoria 2 móly chloridu draselného a 1 mól vodíka:

2K + 2НІ = 2КІ + Н₂

Stojí za to podrobnejšie zvážiť proces interakcie draslíka s vodou. Draslík prudko reaguje s vodou. Pohybuje sa po hladine vody, tlačený uvoľneným vodíkom:

2K + 2H20 = 2KOH + H2

Počas reakcie sa za jednotku času uvoľní veľa tepla, čo vedie k vznieteniu draslíka a uvoľneniu vodíka. Je to veľmi zaujímavý proces: pri kontakte s vodou sa draslík okamžite zapáli, fialový plameň praská a rýchlo sa pohybuje po povrchu vody. Na konci reakcie dôjde k záblesku so striekajúcimi kvapkami horiaceho draslíka a produktov reakcie.

Reakcia draslíka s vodou

Hlavným konečným produktom reakcie draslíka s vodou je hydroxid draselný (alkálie). Rovnica pre reakciu draslíka s vodou:

4K + 2H20 + 02 = 4KOH

Pozor! Nepokúšajte sa zopakovať túto skúsenosť sami!

Ak sa experiment vykoná nesprávne, môžete sa popáliť zásadou. Na reakciu sa zvyčajne používa kryštalizátor s vodou, do ktorého sa vloží kúsok draslíka. Len čo vodík prestane horieť, veľa ľudí sa chce pozrieť do kryštalizátora. V tomto okamihu nastáva konečná fáza reakcie draslíka s vodou sprevádzaná slabým výbuchom a striekaním výslednej horúcej zásady. Preto sa z bezpečnostných dôvodov oplatí udržiavať určitú vzdialenosť od laboratórneho stola, kým sa reakcia úplne neskončí. nájdete tie najveľkolepejšie experimenty, ktoré môžete so svojimi deťmi doma robiť.

Štruktúra draslíka

Atóm draslíka pozostáva z jadra obsahujúceho protóny a neutróny a elektrónov obiehajúcich okolo neho. Počet elektrónov sa vždy rovná počtu protónov vo vnútri jadra. Keď sa elektrón odstráni alebo pridá k atómu, prestáva byť neutrálny a stáva sa iónom. Ióny sa delia na katióny a anióny. Katióny majú kladný náboj, anióny záporný náboj. Keď sa k atómu pridá elektrón, stane sa z neho anión; ak jeden z elektrónov opustí svoju dráhu, neutrálny atóm sa zmení na katión.

Poradové číslo draslíka v periodickej tabuľke je 19. To znamená, že v jadre chemického prvku je tiež 19 protónov Záver: okolo jadra je 19 elektrónov Počet protónov v štruktúre sa určí takto: odpočítajte poradové číslo chemického prvku od atómovej hmotnosti. Záver: v jadre draslíka je 20 protónov. Draslík patrí do IV obdobia, má 4 „obežné dráhy“, v ktorých sú elektróny rovnomerne rozložené a sú v neustálom pohybe. Prvá „orbita“ obsahuje 2 elektróny, druhá - 8; na tretej a poslednej, štvrtej „orbite“ rotuje 1 elektrón. To vysvetľuje vysokú úroveň chemickej aktivity draslíka: jeho posledná „obežná dráha“ nie je úplne zaplnená, takže prvok má tendenciu spájať sa s inými atómami. V dôsledku toho sa elektróny na posledných obežných dráhach týchto dvoch prvkov stanú spoločnými.

Téma 1.6. Redoxné reakcie.

Otázky na predtým preštudovanú tému:

1. V akých prípadoch počas elektrolýzy vodných roztokov solí:

a) vodík sa uvoľňuje na katóde;

b) na anóde sa uvoľňuje kyslík;

c) prebieha súčasná redukcia katiónov kovov a katiónov vodíka vody?

1. Aké procesy prebiehajúce na elektródach sa spájajú pod všeobecným názvom „elektrolýza“?
2. Aký je rozdiel medzi elektrolýzou roztaveného lúhu sodného a elektrolýzou jeho roztoku?
3. Ku ktorému pólu batérie – kladnému alebo zápornému – by mala byť pripojená kovová časť pri chrómovaní?
4. Rozšírte význam elektrolýzy; koncepcia - elektrolýza.
5. Aké chemické procesy prebiehajú na katóde a anóde pri elektrolýze roztoku jodidu draselného? Tavenina jodidu draselneho?
6. Zostavte schémy elektrolýzy pomocou uhlíkových elektród tavenín a roztokov nasledujúcich solí: KCl.
7. V akom poradí sa budú redukovať katióny pri elektrolýze ich solí rovnakej koncentrácie (nerozpustná anóda) zloženia: Al, Sn, Ag, Mn?
8. Vysvetlite, prečo sa kov draselný nedá získať na uhlíkových elektródach elektrolýzou vodného roztoku chloridu draselného, ​​ale možno ho získať elektrolýzou roztavenej soli?
9. Počas elektrolýzy vodného roztoku dusičnanu strieborného na katóde vzniká:

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

vedieť základné pojmy a podstata redoxných reakcií, pravidlá zostavovania redoxných reakcií metódou elektronických váh;

byť schopný klasifikovať reakcie z hľadiska oxidačného stavu; definovať a uplatňovať pojmy: „stupeň oxidácie“, „oxidačné činidlá a redukčné činidlá“, „procesy oxidácie a redukcie“; zostaviť elektronické váhy pre redoxné reakcie a použiť ich na priradenie koeficientov v molekulárnej rovnici.

Zmeny vlastností prvkov v závislosti od štruktúry ich atómov

Po predchádzajúcom štúdiu typov chemických reakcií, štruktúry molekúl, vzťahu hlavných tried chemických zlúčenín môžeme povedať, že väčšina reakcií - adícia, rozklad a substitúcia sa vyskytuje so zmenou oxidačného stavu atómov reagujúcich látok a len pri výmenných reakciách k tomu nedochádza.

Reakcie, ktorých výsledkom sú zmeny v oxidačnom stave prvkov, sa nazývajú redoxné reakcie.

Existuje niekoľko spôsobov, ako zostaviť rovnice pre redoxné reakcie. Zostaňme pri metóde elektrónovej rovnováhy, založenej na určení celkového počtu pohybujúcich sa elektrónov. Napríklad:

MnO2 + KClO3 + KOH = K2MnO4 + KCl + H20

Určujeme, ktoré atómy prvkov zmenili svoj oxidačný stav:

Мn → Мn Сl → Сl

Určite počet stratených (–) a prijatých elektrónov (+):

Мn – ​​2 e→ MnCl + 6 e→ Cl

Počet stratených a získaných elektrónov musí byť rovnaký. Oba procesy polovičnej reakcie znázorňujeme nasledovne:

redukčné činidlo Mn – 2 eˉ → Мn 3 3Мn – 6 eˉ → 3Mn oxidácia

oxidačné činidlo Cl + 6 eˉ → Сl 1 Сl + 6 eˉ → Сl zotavenie

Hlavné koeficienty pre oxidačné činidlo a redukčné činidlo prenesieme do reakčnej rovnice

3Mn02 + KCl03 + 6KOH = 3K2Mn04 + KCl + 3H20

Proces premeny mangánu +4 na mangán +6 je proces spätného rázu (straty) elektrónov, t.j. oxidácia; proces premeny Cl(+5) na Cl(-1) je procesom získavania elektrónov, t.j. proces obnovy. Látka MnO 2 je redukčné činidlo a KClO 3 je oxidačné činidlo.

Niekedy jedna z látok, ktoré sa zúčastňujú reakcie, vykonáva dve funkcie naraz: oxidačné činidlo (alebo redukčné činidlo) a látku tvoriacu soľ. Uvažujme ako príklad reakciu

Zn + НNO 3 = Zn(NO 3) 2 + NН 4 NO 3 + H 2 O

Zostavme polovičné reakcie na oxidačné činidlo a redukčné činidlo. Zinok stráca dva elektróny a dusík N(+5) získava osem elektrónov:

Zn – 2 eˉ → Zn 8 4

N+8 eˉ → N 2 1

Oxidácia štyroch atómov zinku teda vyžaduje osem molekúl HNO 3 a dve molekuly HNO 3 na tvorbu soli.

4Zn + 2HN03 + 8HN03 = 4Zn(N03)2 + NH4N03 + 3H20

4Zn + 10HN03 = 4Zn(N03)2 + NH4N03 + 3H20

Typy rovníc pre redoxné reakcie.

Základné oxidačné činidlá a redukčné činidlá.

Redoxné reakcie sú rozdelené do troch skupín: intermolekulárne, intramolekulárne a disproporcionačné reakcie.

Reakcie, pri ktorých jedna látka slúži ako oxidačné činidlo a druhá ako redukčné činidlo, sa nazývajú intermolekulárne reakcie, Napríklad:

2КМnО 4 + 16НCl = 2МnСl 2 + 5Сl 2 + 2Кл + 8Н 2 О

Medzimolekulárne reakcie zahŕňajú aj reakcie medzi látkami, v ktorých interagujúce atómy toho istého prvku majú rôzne oxidačné stavy:

2H2S + S02 = 3S + 2H20

Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene oxidačného stavu atómov v tej istej molekule, sa nazývajú intramolekulárne reakcie, Napríklad:

2KCl03 = 2KCl + 302

Intramolekulárne reakcie zahŕňajú reakcie, v ktorých atómy toho istého prvku majú rôzne oxidačné stavy:

NH4N03 = N20 + H20

Reakcie, pri ktorých oxidačné a redukčné funkcie vykonávajú atómy toho istého prvku v rovnakom oxidačnom stave, sa nazývajú disproporčné reakcie, Napríklad:

2Nа 2 O 2 + 2СО 2 = 2NаСО 3 + О 2

Oxidačné činidlá

Meradlom oxidačnej schopnosti atómu alebo iónu, ako už bolo uvedené, je elektrónová afinita, t.j. ich schopnosť prijímať elektróny.

Oxidačné činidlá sú:

1. Všetky nekovové atómy. Najsilnejšími oxidačnými činidlami sú atómy halogénov, pretože sú schopné prijať iba jeden elektrón. S klesajúcim počtom skupín sa znižujú oxidačné schopnosti nekovových atómov, ktoré sa v nich nachádzajú. Preto sú atómy nekovov skupiny IV najslabšími oxidačnými činidlami. V skupinách zhora nadol tiež klesajú oxidačné vlastnosti nekovových atómov v dôsledku zväčšenia polomerov atómov.

2. Kladne nabité ióny kovov v stave vysokého oxidačného stavu, napríklad:

KMnO 4, K 2 CrO 4, V 2 O 5, MnO 2 atď.

Kovové ióny s nízkym oxidačným stavom sú navyše oxidačné činidlá, napríklad:

Ag, Hg, Fe, Cu atď.

3. Koncentrované kyseliny HNO 3 a H 2 SO 4 .

Reštaurátori

Reduktory môžu byť:

1. Atómy všetkých prvkov okrem He, Ne, Ar, F. Najľahšie sa strácajú elektróny tých prvkov, ktoré majú v poslednej vrstve jeden, dva, tri elektróny.

2. Kladne nabité ióny kovov, ktoré sú v nízkom oxidačnom stave, napríklad:

Fe, Cr, Mn, Sn, Cu.

3. Záporne nabité ióny, napríklad: Clˉ, Brˉ, Iˉ, S 2ˉ.

4. Slabé kyseliny a ich soli, napríklad: H 2 SO 3 a K 2 SO 3; HNO 2 a KNO 2.

Otázky na študovanú tému:

1. Aké reakcie sa nazývajú redoxné? Ako sa redoxné reakcie líšia od iných chemických reakcií?

1. Prečo kovy v zlúčeninách vykazujú iba kladné oxidačné stavy, zatiaľ čo nekovy vykazujú kladné aj záporné oxidačné stavy?
2. Ktoré látky sa nazývajú oxidačné činidlá a ktoré redukčné činidlá?
3. Ako môže relatívna elektronegativita určiť povahu väzby medzi atómami v molekule?
4. Aký je vzťah medzi energiou elektrónovej afinity a oxidačnou silou chemického prvku?
5. Ktoré komplexné látky sa vyznačujú iba oxidačnými vlastnosťami? V akých prípadoch môžu komplexné látky pôsobiť ako oxidačné a redukčné činidlá?
6. V nasledujúcich reakčných rovniciach určite oxidačné činidlo a redukčné činidlo, ich oxidačný stav a usporiadajte koeficienty:

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. V nasledujúcich reakciách, v ktorých sú oxidačné činidlo a redukčné činidlo v rovnakej látke (intramolekulárne oxidačno-redukčné reakcie), usporiadajte koeficienty:

a) NH4N03 -> N20 + H20

b) KCl03 -> KCl + O2

c) Ag 2 O → Ag + O 2

1. Pre disproporcionačné reakcie (autooxidácia - samoliečenie) napíšte elektronické obvody a usporiadajte koeficienty:

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

b) HClO 3 → ClO 2 + HClO 4

c) HN02 → HN03 + NO + H20

1. Ktoré z nasledujúcich reakcií sú intramolekulárne a ktoré sú disproporcionačné reakcie:

a) Hg(N03)2 → Hg + N02 + O2

b) Cu(N03)2 → CuO + N02 + O2

c) K2SO3 → K2SO4 + K2S

d) (NH4)2Cr207 → N2 + Cr203 + H20

Vyberte koeficienty pre každú reakciu.

Literatúra: 1, 2,3.

Pomocou lievika a sklenenej tyčinky nalejte hliníkové piliny do nádoby reaktora, potom lúhujte, prelepte otvor kúskom pásky a pretrepte obsah. Ďalej pripojíme prijímač. Jeho spodný otvor (na uvoľnenie vodíka) musí byť uzavretý klincom. Opatrne namažte spoj reaktora a prijímača alabastrovou dužinou (vezmite z nej len trochu). Po čakaní 5 minút vysušte spojenie fénom asi 4-5 minút.

Teraz opatrne naviňte mokrú vatu na platňu prijímača, ustúpte 5-8 mm od okrajov a zaistite ju tenkým drôtom.

Najprv odstráňte klinec zástrčky. Potom kanister s reakčnou zmesou postupne ohrievame horákom (na úsporu môžete použiť fúkač).

Na ohrev som použil butánovú nádobu a vyššie spomínaný veľký nástavec na baterku. Horľavý plyn vo vnútri plechovky sa ochladzuje a časom plameň mierne klesá, takže som musel butánovú plechovku zohriať rukou.

Uistite sa, že polovica „retorty“ je zahriata na oranžové teplo, hrdlo prijímača by malo byť zahriate na červené teplo. Zahrievajte asi 13-14 minút. Reakcia je spočiatku sprevádzaná objavením sa fialového plameňa vychádzajúceho z prijímača, potom sa postupne znižuje a mizne, potom môžete otvor zmenšiť vložením klinca (voľne as medzerou). Počas reakcie postupne navlhčite vatu pomocou pipety, aby sa voda nedostala do škár.

Po zastavení ohrevu pevne zasuňte zástrčku. Nechajte prístroj vychladnúť na izbovú teplotu! Len som to vytiahol do chladu. Potom vatu odstránime a zotrieme stopy vody.

Vopred si pripravte miesto, kde budete zoškrabovať draslík z prijímača. Dávajte pozor na nebezpečenstvo požiaru! Mali by ste mať benzín, pinzetu, domácu špachtľu-škrabku, nádobu na skladovanie draslíka s inertnou kvapalinou, ako je petrolej alebo olej. Odporúča sa, aby kvapalina bola vysušená. Oškrabeme omietku a oddelíme prijímač. Okamžite položte kúsok polyetylénu na hrdlo prijímača a zatlačte ho plastelínou (alebo vopred vytvorte korok). Otvoríme polovice prijímača, hlavná časť draslíka skondenzovala v ľavej časti (ktorá bola hrdlom spojená s reaktorom), vnútri pravej časti boli len stopy draslíka (štruktúra prijímača je znázornená na obr. fotografia). Do ľavej strany nalejte benzín (ja som použil hexán). Deje sa tak na ochranu kovu pred oxidáciou (dobrá vec na benzíne je, že sa odparí bez stopy a chladničku môžete znova používať bez toho, aby ste narušili sadrový tmel). Operácia sa vykonáva s ochrannými okuliarmi!

Pomocou špachtle zoškrabte kov zo strán a potom ho pomocou pinzety umiestnite do skladovacej nádoby. Pamätajte, že malé kúsky draslíka oxidujú na vzduchu tak rýchlo, že sa môžu vznietiť. To sa dá ľahko zistiť, ak zaschnutý kúsok draslíka opatrne vyrovnáte nožom na papier (najlepšie filtračný alebo toaletný papier) - draslík sa zvyčajne zapáli. Časť kovu vyjde vo forme malých hoblín a zŕn. Môžu sa zbierať premytím benzínom do skladovacej nádoby alebo suchého pohára. Sú užitočné pri reakcii s vodou: aj malé zrnká žiaria krásnymi fialovými svetlami.

Podarilo sa mi nazbierať do fľaštičky asi 1,1 g draslíka (0,7-0,8 g vo forme kompaktnej hmoty). Celkovo sa vytvorilo asi 1,3 g kovu. Časť draslíka som nezozbieral vo forme zvyškov, odsal som ho hexánovým papierom a pinzetou preniesol do vody (vhodné je zrná z papiera len striasť). Po reakcii musíte z prijímača odstrániť stopy kovu; jednoducho vhoďte pravú polovicu („spodok“) do vody na dĺžku paže a okamžite odíďte. Ľavú polovicu nechajte ležať na vzduchu, kým stopy draslíka čiastočne nezoxidujú, potom ich odstráňte vlhkou vatou na drôte (bez poškodenia sadrového tmelu). Potom prijímač opláchnite pipetou a osušte ho obrúskom (dávajte pozor, aby ste otvor nesmerovali k sebe).