Завдання та запитання для самопідготовки

1. Охарактеризуйте електронну будову атомів лужних металів. Які фізичні властивості мають лужні метали?

2. Лужні метали існують у природі у вигляді таких мінералів: галіт (кам’яна сіль), сильвін, кріоліт, калієвий польовий шпат і калієва слюда, літієва слюда (лепідоліт), чилійська селітра. Приведіть їх формули. Як в промисловості отримують натрій та калій ?

3. Що утворюється в результаті взаємодії розплавлених лужних металів з газоподібним аміаком? Як відносяться ці продукти і гідриди лужних металів до води?

4. Наведіть рівняння реакцій за допомогою яких можна отримати оксиди, пероксиди і надпероксиди лужних металів. Як відносяться ці сполуки до води і кислот?

5. Як одержують гідроксиди лужних металів та які властивості цих сполук?

6. Чому розчини лугів розчиняють скляний посуд?

7. Які сполуки називають кальцинованою, питною та кристалічною содою? Як їх одержують та де використовують?

8. Назвіть характеристику координаційних сполук лужних металічних елементів.

9. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна зробити такі перетворення:

NaCl→NaOH→Na₂CO₃→NaNO₃→NaNO₂

KCl→KOH→KHCO₃→K₂CO₃→K₂SO₄→KOH.

10. Закінчити рівняння реакцій:

Li+O₂→ KH+O₂→

Na+H₂→ Na₂O₂+Fe(OH)₂+H₂O→

KHCO_{3(нагрівання)} → Na₂O₂+KJ+H₂SO₄→

Li₂CO₃+H₂O→ K₂O₄+H₂SO₄→

NaH+Cl₂→

d-елементи І групи (елементи підгрупи Купруму)

Дослід 1. Відношення міді до кислот.

У три пробірки покласти по шматочку міді і додати по 5-6 краплин 2 н. розчинів кислот: у першу – хлоридної, у другу – сульфатної, у третю – нітратної. Чи у всіх випадках йде реакція?

Зробити аналогічний дослід з концентрованими розчинами кислот – хлоридною, сульфатною, нітратною на холоді та при нагріванні. З якими кислотами взаємодіє мідь? Записати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 2. Добування гідроксидів купруму та аргентуму.

Внести в пробірку по 3-4 краплини розчину солі Cu (II) і додати кілька краплин 2 н. розчину лугу. Випадає голубий осад купрум (ІІ) гідроксиду. Перенести частину осаду в іншу пробірку і нагріти: голубий осад стає чорним. Другу частину осаду Cu(OH)₂ розділити на дві пробірки: в одну пробірку додати 5-6 краплин 2 н. розчину сульфатної кислоти, у другу – стільки ж концентрованого розчину лугу. Що відбувається з осадом? Написати рівняння реакцій.

До 3-4 краплин розчину аргентум нітрату додати кілька краплин 2 н. розчину натрій гідроксиду . Випадає білий осад AgOH, який швидко розпадається на аргентум (І) оксид і воду. Скласти відповідні рівняння реакцій.

Дослід 3. Окисні властивості солей Купруму (ІІ).

У пробірку внести 2 краплини розчину Купрум (ІІ) сульфату і 1-2 краплини калій йодиду. Утворюється білий осад CuI. Розчин над осадом жовтіє, тому що виділяється вільний йод. Скласти рівняння реакції.

Дослід 4. Комплексні сполуки солей Купруму (ІІ).

До 2-3 краплини розчину солі Cu (II) додати по краплинах розчин аміаку до повного розчинення осаду основної солі (CuOH)₂SO₄, який спочатку утворюється. Порівняти забарвлення вихідного розчину солі Cu (ІІ) із забарвленням комплексу, що утворився. Координаційне число Cu(II) дорівнює 4. Записати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 5. Малорозчинні і комплексні сполуки Аргентуму.

У чотири пробірки внести по 2 краплини розчинів солей: у першу калій хлориду, у другу – калій броміду, у третю - калій йодиду, у четверту – калій хромату і додати в кожну по 2 краплини розчину аргентум нітрату. Спостерігати забарвлення осадів, що утворюються. Додати у всі чотири пробірки по 3 краплини 25%-го розчину аміаку. На основі спостережень і використовуючи значення добутку розчинності галогенідів аргентуму, пояснити різницю їх розчинності в аміаку.

Записати рівняння реакцій утворення малорозчинних солей Ag і розчинення галогенідів аргентуму в аміаку з утворенням комплексних сполук. Координаційне число Ag (I) дорівнює 2.

Дослід 6. Забарвлення полум’я солями Купруму.

Ніхромовий дріт змочити насиченим розчином купрум (ІІ) хлориду і внести в полум’я пальника. Відмітити забарвлення полум’я пальника.