43. Соли кремниевой кислоты

Общая формула кремниевых кислот – n SiO2?m H2O. В природе находятся в основном в виде солей, в свободной форме выделены немногие, например, HSiO (ортокремниевая) и H2SiO3 (кремниевая или метакремниевая).

Получение кремниевой кислоты:

1) взаимодействие силикатов щелочных металлов с кислотами: Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl;

2) кремневая кислота является термически неустойчивой: H2SiO3 = H2O + SiO2.

H2SiO3 образует пересыщенные растворы, в которых в результате полимеризации образует коллоиды. Используя стабилизаторы, можно получить стойкие коллоиды (золи). Их используют в производстве. Без стабилизаторов из раствора кремниевой кислоты образуется гель, осушив который можно получить силикагель (используют как адсорбент).

Силикаты – соли кремниевой кислоты. Силикаты распространены в природе, земная кора состоит в большинстве из кремнезема и силикатов (полевые шпаты, слюда, глина, тальк и др.). Гранит, базальт и другие горные породы имеют в своем составе силикаты. Изумруд, топаз, аквамарин – кристаллы силикатов. Растворимы только силикаты натрия и калия, остальные – нерастворимы. Силикаты имеют сложный химический состав:

Каолин Al2O3; 2SiO2; 2H2O или H4Al2SiO9.

Асбест CaO; 3MgO; 4SiO 2 или CaMgSi4O12.

Получение: сплавление оксида кремния со щелочами или карбонатами:

51. Общая характеристика подгруппы лития

Подгруппа лития – 1 группа, главная подгруппа – включает щелочные металлы: Li – литий, Na – натрий, K – калий, Cs – цезий, Rb – рубидий, Fr – франций. Общая электронная конфигурация – ns1. Физические свойства : невысокие температуры плавления и кипения, малая плотность, все металлы мягкие, легко режутся, кристаллизуются в объемной кристаллической решетке. Металлы серебристо-белые, только цезий золотисто-желтого цвета. Пары металлов имеют разную окраску: Li – кирпичный, Na – желтый, K – фиолетовый, Cs – голубой, Rb – красный. Химические и физические свойства щелочных металлов от Li к Fr изменяются. Возрастает атомная масса, вследствие чего растет плотность, увеличивается радиус атома – ослабляются силы притяжения между атомами, снижается температура плавления и кипения, уменьшается энергия атомизации атомов и энергия ионизации – сверху вниз ослабевают неметаллические свойства, а усиливаются металлические. Химические свойства: вследствие повышении металлических свойств усиливается химическая активность металлов – они легко отдают один валентный электрон, имеющийся на внешнем s-подуровне. Все щелочные металлы – сильные восстановители. В куске металла связь металлическая. Вступают во взаимодействие почти со всеми неметаллами. Соединения характеризуются преобладающим наличием ионной связи:

Легко реагируют с солями, вытесняя другие металлы: 2R + СuSO4 = R2SO4 + Сu.

Реагируют с водосодержащими соединениями – со спиртами, образуя алкоголяты: 2R + С2Н5ОН = 2С2Н5ОR + Н2? – этилат. С кислородом образуют оксиды: 2R + О2 = 2R2О. Оксиды с водой дают основания – щелочи: 2R2О + Н2О = 2RОН. Степень окисления щелочных металлов в соединениях равна +1, валентность – I. Щелочные металлы вступают в реакцию с водородом, образуя гидриды: 2R + Н2 = 2RН.

Водород в гидридах имеет степень окисления -1, являясь окислителем.

Получение щелочных металлов:

1. восстановлением из их оксидов

2) электролизом расплава гидроксидов:

Нахождение в природе: щелочные металлы в силу повышенной активности встречаются в природе в виде хлоридов, алюмосиликатов, сульфатов и др. Наиболее распространены Na и К, встречающиеся в виде солей в морской воде, а также поваренной соли. Li, Cs, Rb содержатся в незначительных количествах в калиевых и литиевых минералах.