Растворимость в воде щелочных металлов
Серная кислота, как двухосновная кислота, производит два ряда солей — сульфатов щелочных металлов. Нейтральные сульфаты растворяются в воде, давая нейтральную реакцию; кислые сульфаты или гидросульфиты M I HSO4 при растворении дают кислую реакцию. Все сульфаты щелочных металлов легко растворимы в воде.
За исключением сульфата лития, сульфаты щелочных металлов способны образовывать с соответствующими фторидами конгруентно плавящиеся двойные соединения типа M2SO4·MF. Относительно эффективного объема SО4-группы в сульфатах щелочных металлов (и в BaSO4), а также о влиянии природы катиона на связь S — О.
Сульфат натрия. Na2SO4 получают в больших количествах в качестве побочного продукта при производстве соляной кислоты из хлорида натрия и серной кислоты. Его также получают как побочный продукт из остаточных растворов при производстве хлорида калия. Эти остатки содержат NaCl и MgSO4. Из остаточного раствора на холоду кристаллизуется содержащая воду соль Na2SO4·10H2O
Сульфат натрия выделил еще Глаубер в 1658 г. при получении соляной кислоты из хлорида натрия и серной кислоты. В природе сульфат натрия встречается в многочисленных минеральных водах; безводный сульфат встречается в виде тенардита. В залежах солей калия он встречается главным образом в виде двойных солей, таких, как глауберит Na2SO4·CaSO4, астраканит Na2SO4·MgSO4·4H2O, левеит Na2SO4·MgS04·2,5H2O, вантгоффит 3Na2SO4·MgSO4, глазерит Na2SO4·3K2SO4.
Сульфат натрия кристаллизуется из водных растворов ниже 32,383 ° в виде содержащих воду больших бесцветных моноклинных призм состава Na2SO4·10Н2О, которые на воздухе постепенно выветриваются, отдавая воду. При нагревании выше 32° они плавятся в собственной кристаллизационной воде с образованием безводной соли. При соприкосновении с раствором выше 32,383° устойчива только безводная соль.
Сульфат натрия легко образует пересыщенные растворы. Содержащий кристаллическую воду сульфат натрия обычно называют глауберовой солью.
Содержащий воду кристаллический сульфат натрия (глауберова соль) растворяется в воде с сильным охлаждением (—18,76 ккал/моль). Его применяют иногда для охлаждения; в медицине его используют как слабительное. В промышленности Na2SO4 применяют при крашении и в аппретурах для хлопчатобумажных тканей.
Безводный сульфат натрия, называемый в технике чаще просто сульфатом, в больших количествах находит применение в стекольном производстве и для получения ультрамарина.
Смесь 1 моля глауберовой соли с 1 молем поваренной соли имеет точку перехода при 17,9°. Превращение (дегидратация глауберовой соли) протекает так медленно, что температура часами остается постоянной. Поэтому эта смесь удобна для получения точно определенной «нормальной комнатной» температуры в сосуде.
Гидросульфат натрия. Кислый сульфат натрия NaHSO4 — бесцветная легкорастворимая соль, образуется при умеренном нагревании поваренной соли с концентрированной серной кислотой
При более сильном нагревании с поваренной солью гидросульфат переходит в нейтральный сульфат
Нагретый гидросульфат отщепляет воду с образованием пиросульфита натрия Na2S2O7; при еще более сильном нагревании последний также разлагается с выделением трехокиси серы
Гидросульфат натрия и пиросульфат натрия применяют в химическом анализе для вскрытия труднорастворимых соединений. Их используют также для очистки платиновых тиглей.
Сульфат калия. K2SO4 кристаллизуется лишь в безводном состоянии в форме ромбических кристаллов. При 587° он превращается в гексагональную модификацию. Удельный вес при 18° равен 2,67, точка плавления 1074°. Растворимость в воде равна от 7,35 г при 0° до 24,1 г при 100° в 100 г воды.
В спирте сульфат калия нерастворим.
В промышленности сульфат калия используют преимущественно для получения стекла и квасцов. Кроме того, он представляет весьма ценное удобрение. Для его технического получения наряду с хлоридом калия в качестве исходного продукта служит встречающийся в месторождениях калийных солей сульфат магния (кизерит), а также его двойные соли.
В водном растворе сульфат магния сначала реагирует с хлоридом калия по уравнению
Получающийся при этом K2SO4 дает с MgSO4 труднорастворимую двойную соль (называемую в технике калийной магнезией)
После фильтрования и промывки последнюю снова обрабатывают раствором хлорида калия; при этом происходит дальнейшее разложение по уравнению
Прежде сульфат калия получали разложением хлорида калия или нитрата калия серной кислотой. Таким способом сульфат калия получал уже Глаубер, и еще в XIV в. было известно получение этой соли при действии нагреваемого железного купороса (который выделяет при этом серную кислоту) на калийную селитру. Сульфат калия относится к одному из первых химических соединений, для которых был установлен состав.
Гидросульфат калия. Кислый сульфат калия KHSO4 получали ранее как побочный продукт при производстве азотной кислоты обработкой селитры концентрированной серной кислотой. В настоящее время его приготовляют растворением нейтрального сульфата калия в избытке разбавленной серной кислоты
Из водного раствора гидросульфат калия кристаллизуется с водой. Безводное соединение плавится около 200°. При более сильном нагревании, так же как соответствующее соединение натрия, он переходит сначала с отщеплением воды в пиросульфат, затем в нейтральный сульфат. Применяется так же, как гидросульфат натрия.
Чистый гидросульфит калия не гигроскопичен. В чистом состоянии его проще всего получить растворением пиросульфата калия K2S2O7 в воде, затем упариванием раствора досуха и нагреванием остатка при 120° до постоянного веса.
Чистый пиросульфат калия в лаборатории удобнее всего получать термическим разложением персульфата калия K2S2O8. Последний при нагревании в течение получаса при 290° отщепляет точно один атом кислорода.
Сульфаты рубидия и цезия. Rb2SO4 и Cs2SO4 образуют ромбические кристаллы, изоморфные K2SO4 (при более высокой температуре, а именно выше 657° Rb2SO4 образует еще другую модификацию). При 20° удельный вес их равен 3,61 и 4,24 соответственно; точки плавления 1074 и 1019° соответственно. Оба соединения отличаются легкостью, с которой они образуют с сульфатом алюминия, сульфатом железа(Ш) и с сульфатами двухвалентных металлов очень хорошо кристаллизующиеся двойные соли (или смешанные соли). Образование цезиевых квасцов CsAl(SO4)2·12Н2О применяется для обнаружения алюминия.
Сульфат лития. Li2SO4 кристаллизуется из горячих растворов без воды в форме, по-видимому, ромбических игл. При обычной температуре кристаллизуется в виде гидрата Li2SO4·H2O в тонких моноклинных табличках. Безводная соль плавится при 859°, удельный вес её 2,21.
Растворимость у сульфата лития весьма значительна (34,5 г в 100 г воды при 20°) , хотя она и не столь велика, как растворимость хлорида и нитрата. Летучесть сульфата лития много меньше, чем летучесть хлорида.
Сульфат лития, как и другие соли лития, не образует смешанных кристаллов с другими солями щелочных металлов. Однако существует целый ряд смешанных и двойных солей.
Сульфит лития Li2SO3 также склонен к образованию подобных двойных солей:
У остальных солей лития склонность к образованию двойных солей с другими солями щелочных металлов далеко не так ясно выражена, как у сульфата лития.
В дальнейшем будет еще сказано о некоторых труднорастворимых солях щелочных металлов, имеющих значение главным образом в аналитической химии.
Труднорастворимые соли щелочных металлов. Из простых солей натрия трудной растворимостью отличается прежде всего гидроксоантимонат натрия (ранее называемый «кислый пироантимонат натрия») Na[Sb(OH)6]. Он выпадает в виде белого, зернистого осадка, состоящего из микроскопических кристалликов характерной формы при добавлении соответствующей соли калия к не слишком разбавленному нейтральному или слабо основному раствору соли натрия
Эту реакцию используют в качественном анализе для определения натрия. Употребляемый для осаждения гидроксоантимонат калия в холодной воде также достаточно плохо растворим, но он легко растворяется при 40—50°, в то время как для растворения 1 ч. этой соли натрия требуется 350 ч. кипящей воды.
Из труднорастворимых солей калия кислый тартрат калия (гидротартрат калия КНС4Н4О6) с давних пор известен под названием винного камня. Растворимость его при 20° равна 0,57 г соли и при 100° 6,9 г соли в 100 г воды. Растворение значительно уменьшается при добавлении спирта. Нейтральный тартрат калия (кристаллизующийся с водой К2С4Н4Ов·0,5Н2О), напротив, легко растворим (1 ч. в 0,66 ч. воды при 20°). Легко растворима также смешанная соль KNa[C4H4O6]·4Н2О (сегнетова соль).
Довольно трудно растворимы калийные соли хлорной и платинохлористоводородной кислот [гексахлороплатино(IV)кислота]. В воде с большим содержанием спирта они практически нерастворимы. Гексахлороплатинат калия K2[PtCl6] образует желтые небольшие правильные октаэдры. При нагревании соль разлагается на хлорид калия и металлическую платину. Растворимость перхлората калия КСlО4 сильно зависит от температуры; она возрастает от 0,70 г в 100 г воды при 0° до 18,7 г при 100°. Еще труднее, чем перечисленные соли калия, растворяются соответствующие соли рубидия и цезия.
Из труднорастворимых солей лития уже упоминались фторид LiF и карбонат Li2CO3. Фосфат лития Li3PO4 образуется в виде труднорастворимого белого, кристаллического осадка при добавлении к растворам солей лития раствора, содержащего ионы РО4 3- ;
Этот осадок не плавится в пламени бунзеновской горелки. Если для осаждения применяют кислые фосфаты, то, чтобы осаждение было полным, добавляется NaOH; иначе образуется кислый фосфат лития LiH2PO4, который растворяется значительно легче. Последний образует с фосфорной кислотой продукт присоединения LiН2РО4·Н3РО4·Н2О в виде больших расплывающихся кристаллов.
Аналитические сведения. Открытие щелочных металлов проще всего осуществляется на основании характеристических спектров. Окраска пламени также дает указание. Однако при этом следует иметь в виду, что желтое натриевое пламя может быть вызвано уже следами натрия. Фиолетовое пламя калия скрыто в присутствии натрия, однако его можно видеть и в этом случае, если смотреть на пламя через кобальтовое стекло (т. е. через стекло, окрашенное окисью кобальта в синий цвет), не пропускающее при достаточной плотности желтый свет.
В качестве реакции, применяемой для определения натрия, служит образование гидр оксоантимоната натрия Na[Sb(OH)6]. Очень хорошо также пользоваться для этой цели образованием двойной соли Na2C2H3O2·[UO2](C2H3O2)2, и хотя она лишь умеренно труднорастворима, однако кристаллизуется в очень характерной форме (желтые микроскопические тетраэдры). Для образования этой соли к одной капле раствора, предварительно досуха упаренной на часовом или предметном стекле, добавляют каплю насыщенного раствора уранилацетата [UO2](C2H3O2)2 в разбавленной уксусной кислоте.
Калий можно определить, осаждая его в виде перхлората КСlО4. Другие упомянутые выше труднорастворимые соли также используют для его определения. Более чувствительна реакция с гексанитрокобалътатом натрия Na3[Co(NO2)6]. В этом случае выпадает желтый кристаллический осадок гексанитрокобалътата калия K3[Co(NO2)6], растворимый в воде в отношении 1 : 1000. При проведении реакций на присутствие калия следует иметь в виду, что большинство из них характерны и для солей аммония (исключая реакцию с надхлорной кислотой).
Соли рубидия и цезия при использовании реакций осаждения с трудом отличаются от солей калия. Для их обнаружения всегда пользуются спектроскопом; равным образом обнаружение лития надежнее и проще всего можно провести спектроскопически.
Для весового определения натрия и калия их большей частью переводят в хлориды или в сульфаты и взвешивают в виде этих солей. Вследствие летучести, особенно хлорида калия, при нагревании следует соблюдать осторожность. Отделение калия от натрия можно провести, осадив калий в виде перхлората. Из фильтрата натрий целесообразно -осадить в форме натриймагнийуранилацетата и взвешивать в виде этой соли. Соли щелочных металлов летучих кислот по Тредвеллу можно легко перевести во фторсиликаты при упаривании с SiO2 и плавиковой кислотой и взвешивать в виде этих солей. Смеси двух солей щелочных металлов можно определить взвешиванием в виде фторсиликатов и титрованием содержания ионов F - . Кели предложил метод колориметрического определения калия в виде пикрата.
Литий отделяют от других щелочных металлов при обработке смеси хлоридов либо амиловым спиртом, либо смесью равных частей абсолютного спирта и эфира, насыщенной хлористым водородом; при этом LiCl переходит в раствор. Для взвешивания его переводят в сульфат.
Растворимость
Растворимость (Р, χ или ks) – это характеристика насыщенного раствора, которая показывает, какая масса растворенного вещества может максимально раствориться в 100 г растворителя. Размерность растворимости — г/ 100 г воды. Поскольку мы определяем массу соли, которая приходится на 100 г воды, в формулу растворимости добавляем множитель 100:
здесь mр.в. – масса растворенного вещества, г
mр-ля – масса растворителя, г
Иногда используют обозначение коэффициент растворимости kS.
Задачи на растворимость, как правило, вызывают сложности, так как эта физическая величина для школьников не очень привычна.
Растворимость веществ в различных растворителях меняется в широких пределах.
В таблице приведена растворимость некоторых веществ в воде при 20 o С:
Растворимость, г на 100 г H2O
От чего же зависит растворимость веществ? От ряда факторов: от природы растворенного вещества и растворителя, от температуры и давления. В справочных таблицах предлагается вещества делят на хорошо растворимые, малорастворимые и нерастворимые. Такое деление очень условное, поскольку абсолютно нерастворимых веществ нет. Даже серебро и золото растворимы в воде, однако их растворимость настолько мала, что можно пренебречь ей.
Зависимость растворимости от природы растворенного вещества и растворителя*
Растворимость твердых веществ в жидкостях зависит от структуры твердого вещества (от типа кристаллической решетки твердого вещества). Например , вещества с металлическими кристаллическими решетками (железо, медь и др.) очень мало растворимы в воде. Вещества с ионной кристаллической решеткой, как правило, хорошо растворимы в воде.
Есть замечательное правило: “подобное хорошо растворяется в подобном”. Вещества с ионным или полярным типом связи хорошо растворяются в полярных растворителях. Например , соли хорошо растворимы в воде. В то же время неполярные вещества, как правило, хорошо растворяются в неполярных растворителях.
Большинство солей щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде. Хорошо растворимы почти все нитраты, нитриты и многие галогениды (кроме галогенидов серебра, ртути, свинца и таллия) и сульфаты (кроме сульфатов щелочноземельных металлов, серебра и свинца). Для переходных металлов характерна небольшая растворимость их сульфидов, фосфатов, карбонатов и некоторых других солей.
Растворимость газов в жидкостях также зависит от их природы. Например, в 100 объемах воды при 20 o С растворяется 2 объема водорода, 3 объема кислорода. В тех же условиях в 1 объеме Н2О растворяется 700 объемов аммиака.
Влияние температуры на растворимость газов, твердых веществ и жидкостей*
Растворение газов в воде вследствие гидратации молекул растворяемого газа сопровождается выделением теплоты. Поэтому при повышении температуры растворимость газов понижается.
Температура различным образом влияет на растворимость твердых веществ в воде. В большинстве случаев растворимость твердых веществ возрастает с повышением температуры. Например , растворимость нитрата натрия NaNO3 и нитрата калия КNO3 при нагревании увеличивается (процесс растворения протекает с поглощением теплоты). Растворимость NaCl при увеличении температуры возрастает незначительно, что связано с почти нулевым тепловым эффектом растворения поваренной соли.
Влияние давления на растворимость газов, твердых веществ и жидкостей*
На растворимость твердых и жидких веществ в жидкостях давление практически не оказывает влияния, так как изменение объема при растворении невелико. При растворении газообразных веществ в жидкости происходит уменьшение объема системы, поэтому повышение давления приводит к увеличению растворимости газов. В общем виде зависимость растворимости газов от давления подчиняется закону У. Генри (Англия, 1803 г.): растворимость газа при постоянной температуре прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.
Закон Генри справедлив лишь при небольших давлениях для газов, растворимость которых сравнительно невелика и при условии отсутствия химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителем.
Влияние посторонних веществ на растворимость*
В присутствии в воде других веществ (солей, кислот и щелочей) растворимость газов уменьшается. Растворимость газообразного хлора в насыщенном водном растворе поваренной соли в 10 раз меньше. Чем в чистой воде.
Эффект понижения растворимости в присутствии солей называется высаливанием. Понижение растворимости обусловлено гидратацией солей, что вызывает уменьшение числа свободных молекул воды. Молекулы воды, связанные с ионами электролита, уже не являются растворителем для других веществ.
Примеры задач на растворимость
Задача 1. Массовая доля вещества в насыщенном растворе равна 24% при некоторой температуре. Определите коэффициент растворимости этого вещества при данной температуре.
Решение:
Для определения растворимости вещества примем массу раствора равной 100 г. Тогда масса соли равна:
Масса воды равна:
mводы = mр-ра – mр.в. = 100 — 24 = 76 г
χ = mр.в./mр-ля⋅100 = 24/76⋅100 = 31,6 г вещества на 100 г воды.
Еще несколько аналогичных задач:
2. Массовая доля соли в насыщенном растворе при некоторой температуре равна 28,5%. Определите коэффициент растворимости вещества при этой температуре.
3. Определите коэффициент растворимости нитрата калия при некоторой температуре, если массовая доля соли при этой температуре равна 0,48.
4. Какая масса воды и соли потребуется для приготовления 500г насыщенного при некоторой температуре раствора нитрата калия, если его коэффициент растворимости при этой температуре равен 63,9г соли в 100г воды?
Ответ: 194,95 г
5. Коэффициент растворимости хлорида натрия при некоторой температуре составляет 36г соли в 100г воды. Определите молярную концентрацию насыщенного раствора этой соли, если плотность раствора 1,2 г/мл.
6. Какая масса соли и 5% раствора её потребуется для приготовления 450г насыщенного при некоторой температуре раствора сульфата калия, если его коэффициент растворимости при этой температуре равен 439г/1000г воды?
7. Какая масса нитрата бария выделится из раствора, насыщенного при 100ºС и охлаждённого до 0ºС, если во взятом растворе было 150мл воды? Коэффициент растворимости нитрата бария при температурах 0ºС и 100ºС равен соответственно 50г и 342г в 100г воды.
8. Коэффициент растворимости хлорида калия при 90ºС равен 500г/л воды. Сколько граммов этого вещества можно растворить в 500г воды при 90ºС и какова его массовая доля в насыщенном растворе при этой температуре?
9. В 500г воды растворено при нагревании 300г хлорида аммония. Какая масса хлорида аммония выделится из раствора при его охлаждении до 50ºС, если коэффициент растворимости соли при этой температуре равен 50г/л воды?
Основания. Химические свойства и способы получения
Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:
Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH4 + ) и гидроксид-аниона ОН — .
По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания . Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются.
Получение оснований
1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:
основный оксид + вода = основание
Например , оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):
Na2O + H2O → 2NaOH
При этом оксид меди (II) с водой не реагирует:
CuO + H2O ≠
2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.
металл + вода = щёлочь + водород
Например , калий реагирует с водой очень бурно:
2K 0 + 2 H2 + O → 2 K + OH + H2 0
3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов . Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.
Например , электролиз хлорида натрия:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:
щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь
Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:
Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Химические свойства нерастворимых оснований
1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.
нерастворимое основание + кислота = соль + вода
нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода
Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:
При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:
2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.
Например , гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:
3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.
нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠
нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠
4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).
Например , гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):
4 Fe +2 (OH)2 + O2 0 + 2H2O → 4 Fe +3 ( O -2 H)3
Химические свойства щелочей
1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:
щёлочь(избыток)+ кислота = средняя соль + вода
щёлочь + многоосновная кислота(избыток) = кислая соль + вода
Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.
При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.
При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:
В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.
2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли , а в растворе – комплексные соли .
щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода
щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода
щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль
щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль
Например , при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:
А в растворе образуется комплексная соль:
Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (как правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.
3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:
щёлочь(избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода
щёлочь + кислотный оксид(избыток) = кислая соль
Например , при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:
А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:
2NaOH + CO2 = NaHCO3
4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе , при условии, что в продуктах образуется газ или осадок . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.
щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид
Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.
Cu 2+ SO4 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH)2 — ↓ + Na2 + SO4 2-
Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.
Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:
! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль !
Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид , взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла .
Например , избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:
Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид. А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей . Т аким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:
Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:
соль амф.металла(избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль
соль амф.металла + щёлочь(избыток) = комплексная соль + соль
5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.
кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода
Например , гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:
Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO3 мы разбиваем на уольную кислоту H2CO3 и карбонат натрия Na2CO3. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.
6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.
! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!
Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:
2Al + 2NaOH + 6 H2 + O = 2Na[ Al +3 (OH)4] + 3 H2 0
7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):
NaOH +О2 ≠
NaOH +N2 ≠
NaOH +C ≠
Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).
Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:
2NaOH +Cl2 0 = NaCl — + NaOCl + + H2O
Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:
6NaOH +Cl2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O3 + 3H2O
Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.
Например , в растворе:
2NaOH + Si 0 + H2 + O= Na2Si +4 O3 + 2H2 0
Фтор окисляет щёлочи:
2F2 0 + 4NaO -2 H = O2 0 + 4NaF — + 2H2O
Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.
Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений
Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.
Электронное строение щелочных металлов и основные свойства
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.
Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.
В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .
Физические свойства
Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.
Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.
Нахождение в природе
Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:
Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия
Сильвин KCl — хлорид калия
Сильвинит NaCl · KCl
Глауберова соль Na2SO4⋅10Н2О – декагидрат сульфата натрия
Едкое кали KOH — гидроксид калия
Поташ K2CO3 – карбонат калия
Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:
Способы получения
Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):
2LiCl = 2Li + Cl2
Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:
2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2
Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).
Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:
KCl + Na = K↑ + NaCl
KOH + Na = K↑ + NaOH
Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:
Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2
В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.
Качественные реакции
Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .
Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный
Химические свойства
1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .
1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:
2K + I2 = 2KI
1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:
2Na + S = Na2S
1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:
3K + P = K3P
2Na + H2 = 2NaH
1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:
Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.
1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:
1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.
Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.
2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:
2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.
2K 0 + H2 + O = 2 K + OH + H2 0
Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.
2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.
Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.
Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:
2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):
С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:
При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:
2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .
Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:
Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:
Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H2
Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:
Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:
Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:
2СH3COOH + 2Li → 2CH3COOLi + H2↑
Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).
Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:
2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.
Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :
3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al
Оксиды щелочных металлов
Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:
1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:
2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :
3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :
2Na + 2NaOН → 2Na2O + Н2↑
4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :
2LiOН → Li2O + Н2O
Химические свойства
Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.
1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :
Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):
Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:
2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).
Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:
K2O + 2HCl → 2KCl + H2O
3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.
Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:
Li2O + H2O → 2LiOH
4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.
Пероксиды щелочных металлов
Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.
1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:
При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:
2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .
Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:
3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:
При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:
4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:
5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.
Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:
Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:
6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.
Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:
Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.
Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Na2O + H2O → 2NaOH
2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2
3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.
Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:
1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:
2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:
Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO3) и азотистая (HNO2). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:
А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:
3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.
Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:
в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:
Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:
4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.
Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:
5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).
При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:
Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:
Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:
Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:
6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:
В растворе образуются комплексная соль и водород:
2NaOH + 2Al + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2
7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .
С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.
Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):
2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl
Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.
Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:
NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl
8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:
2LiOH → Li2O + H2O
9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.
NaOH ↔ Na + + OH —
10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:
4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O
Соли щелочных металлов
Нитраты и нитриты щелочных металлов
Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.
Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:
Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.
Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.
В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.
Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:
Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.
Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:
Химические свойства щелочных металлов
При обычных условиях s-металлы находятся в кристаллическом состоянии. Все щелочные металлы легкие (обладают небольшой плотностью), очень мягкие (за исключением Li легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу), имеют низкие температуры кипения и плавления (с ростом заряда ядра атома щелочного металла происходит понижение температуры плавления).Щелочные металлы обладают высокой теплопроводностью и электропроводностью, что обусловлено наличием металлической связи и объемоцентрированной кристаллической решетки. Щелочные металлы хранят в запаянных ампулах под слоем керосина или вазелинового масла, поскольку они обладают высокой химической активностью.
Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней.
В свободном состоянии Li, Na, K и Rb – серебристо-белые металлы, Cs – металл золотисто-желтого цвета.
Щелочные металлы образуют соединения с преимущественно ионной связью. Оксиды щелочных металлов - твердые гигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуются гидроксиды - твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочных металлов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде.
Химические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы взаимодействуют:
- с водой образуя гидроксиды. Из-за высокой химической активности щелочных металлов протекание реакции взаимодействия с водой может сопровождаться взрывом. Наиболее спокойно с водой реагирует литий.
Уравнение реакции в общем виде:
Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:
Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду
-взаимодействуют с кислородом воздуха образую ряд различных соединений – оксиды (Li), пероксиды (Na), надпероксиды (K, Rb, Cs):
-при нагревании реагируют с неметаллами (галогенами, азотом, серой, фосфором, водородом и др.).
- способны взаимодействовать со сложными веществами (растворы кислот, аммиак, соли). Так, при взаимодействии щелочных металлов с аммиаком происходит образование амидов:
- с солями, происходит по следующему принципу – вытесняют менее активные металлы (см. ряд активности металлов, выше) из их солей:
3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al
- с кислотами неоднозначно, поскольку при протекании таких реакций металл первоначально будет реагировать с водой раствора кислоты, а образующаяся в результате этого взаимодействия щелочь будет реагировать с кислотой.
- с органическими веществами, такими, как спирты, фенолы, карбоновые кислоты:
| Название | Ат. № | Относит, ат. масса | Электронная формула | Радиус, пм | изотопы (%) | |
| Li | Литий Lithium [от греч. Lithos — камень] | 6,941 | 2s | Li+ 78, | 6Li (7,5) 7Li* (92,5) | |
| Na | Натрий Sodium [англ. Soda; лат. Natrium | 22,9898 | 3s | Na+ 98, | 23Na* (100) | |
| К | Калий Potassium [англ. Potash; лат. Kalium] | 39,0983 | 4s | K+ 133, | 39K* (93,26) 40К (0,012) 41 К* (6,73) | |
| Rb | Рубидий Rubidium [от лат. rubidius — глубокого красного цвета] | 37 | 85,4678 | 5s | Rb+ 1,49, | 185Rb* (72,17) 87Rb* (27,83) |
| Cs | Цезий Cesium [от лат. Caesius — небесно-голубой] | 55 | 132,905 | 6s | Cs+ 165, | 133Сз* (100) |
| Fr | Франций Francium [в честь Франции] | 7s | Fr+ 180 | 223Fr* (следы) |
Литий (Li) имеет среди всех металлов самую низкую плотность — 0,53 г/см3, с небольшой активностью реагирует с кислородом и водой. Является стратегическим металлом оборонной промышленности. Применяется в виде сплавов с Аl и Mg в производстве водородных бомб, в составе смазочных масел, эмалей, аккумуляторов, стекла; используется в медицине. Литий из щелочных металлов наиболее токсичен. Препарат Li2СO3 используют в медицине для лечения маниакально-депрессивного психоза. При длительном воздействии препарат нарушает функции почек и ЦНС. Поэтому повышенное содержание Li в крови и моче считают признаком нарушения функции почек.
Натрий (Na) — мягкий металл, серебристо-белого цвета, на срезе быстро окисляющийся. Бурно реагирует с водой. В больших количествах используется в промышленности, в частности, в теплообменниках ядерных реакторов; в составе NaCl широко применяется в пищевой и химической индустрии. Относится к жизненно необходимым элементам. В организме взрослого человека содержится около 100 г натрия, из них 30% — в костях. Неорганические соли натрия растворимы в воде с образованием соответствующих ионов. Некоторые соли натрия с органическими кислотами, например, соли мочевой и винной кислот (ураты и тартраты) растворимы слабо. Na+ является основным межклеточным катионом, регулирующим электролитный гомеостаз, деятельность натриевых насосов, перенос через биомембраны аминокислот, Сахаров, анионов разной природы; поддерживающим осмотическое давление и рН среды, перенос в крови СO2 (в виде бикарбоната), гидратацию белков, растворимость (солюбилизацию) органических кислот. Избыток натрия в пище вызывает перегрузку систем электролитного гомеостаза и обезвоживание тканей организма.
Калий (К) — мягкий металл белого цвета, активно реагирующий с кислородом и водой. Используется в производстве удобрений, в химической промышленности, для варки стекла. Относится к жизненно необходимым элементам. В организме взрослого человека содержится около 140 г калия, 98% — внутри клеток. К+ является важнейшим внутриклеточным катионом. Он необходим для поддержания нервно-мышечной возбудимости, внутриклеточного осмотического давления и рН, обеспечения сокращения мышц и проницаемости мембран клеток. Внеклеточный К+ стимулирует работу натриевого насоса. В натрий-калиевом насосе при некоторых физиологических процессах ионы К+ могут замещаться Rb+ и Cs+. Значительные количества последнего элемента могут появляться в организме после радиоактивного облучения.
По реакционной способности калий сходен с Na+. Na и К —2 основных металла, обеспечивающие электролитный гомеостаз. Оба элемента в живых организмах определяют осмотическое давление по обе стороны мембраны клеток и являются положительными противоионами для отрицательных анионов (Сl–, НРО42–, HCO3– и органических). В норме у человека соотношение ионов Na+/K+ в крови колеблется около значения 1,5. Снижение концентрации К+ в цельной крови и повышение в плазме связаны с нарушением проницаемости внешней мембраны клеток, обычно непроницаемой для К+, либо с нарушениями деятельности Na+/K+ - обменивающего насоса па внутренней мембране митохондрий. В нервных клетках такое нарушение работы этого насоса сопровождается нарушением мембранного потенциала нейронов и проведения по ним нервных импульсов. Изменения содержания ионов щелочных металлов отмечаются при многих неврологических заболеваниях. Однако К полезен лишь в умеренных дозах; его избыток в крови особенно часто наблюдается при заболеваниях почек. Длительное нарушение нормального соотношения Na+/K+ приводит к сердечнососудистым заболеваниям.
Рубидий (Kb) — примесный микроэлемент. В организме человека содержится около 0,3 мг рубидия, как правило, внутри клеток (аналогично К+). Может образовывать координационные соединения. Поскольку кинетика и механизм поглощения и участия в обмене сходны с К, изотоп 86Rb используют в исследованиях обмена К+. При дефиците К+ прием рубидия восстанавливает кислотно-щелочной баланс. Rb быстро выводится из организма через почки.
Цезий (Cs) — по биологическим свойствам сходен с К+. В организме человека может содержаться до 1,5 мг цезия. В медицине используют в качестве радиоактивной метки изотоп 137Cs (период полураспада t1/2 = 30 лет), а также стабильный изотоп 133Cs при магнитно-резонансной томографии. Считается нетоксичным.
Франций (Fr) — в природе встречается в ничтожных количествах в урановых рудах. Образуется в результате радиоактивного распада актиния (вместе с гелием). Из-за небольшого времени полураспада всех изотопов элемент изучен слабо. Должен быть токсичным из-за радиоактивности, хотя в организме человека не обнаружен.
IIК щелочноземельным металлам относятся металлы IIA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) и радий (Ra). Кроме них в главную подгруппу II группы входят бериллий (Be) и магний (Mg). На внешнем энергетическом уровне щелочноземельных металлов находится два валентных электрона. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочноземельных металлов – ns 2 . Кроме Ве 1s2 2s2. В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +2. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон. Все щелочноземельные металлы характеризуются наличием металлического типа химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность. Температуры кипения и плавления щелочноземельных металлов выше, чем щелочных металлов.
С увеличением заряда ядра атомов элементов, входящих в группу щелочноземельных металлов, энергия ионизации атомов уменьшается, а радиусы атомов и ионов увеличиваются, металлические признаки химических элементов усиливаются.
Бериллий (Be) — очень легкий, его сплав с медью сходен со сталью. В свободном состоянии Be – металл серо-стального цвета, обладающий плотной гексагональной кристаллической решеткой, достаточно твердый и хрупкий. На воздухе Be покрывается оксидной пленкой, что придает ему матовый оттенок и снижает его химическую активность.В эпоху нанотехнологии он необходим для атомной, электронной, электротехнической, авиационной и нефтегазовой промышленности. Be обладает некомпенсированным спином и высокой латентной токсичностью, хотя его атомная масса среди прочих металлов наименьшая. Он связан диагональным соотношением с Аl, и имеет с ним много общих свойств. Контакт с солями Be вызывает поражение кожи. Ион Ве2+ имеет малые размеры, но высокую плотность заряда. В организме он ингибирует фосфатазы, особенно щелочную, участвующую в процессах образования костей, а также ферменты, активируемые Mg2+ и К+, нарушает репликацию ДНК. Ионы Ве2+ образуют комплексы с тетраэдрическим расположением лигандов (КЧ = 4) с различной стереохимической конфигурацией.
Бериллий в природе находится в связанном состоянии. Важнейшие минералы бериллия: берилл- Be3 Al2 (SiO3 )6 , хризоберилл- Be(AlO2 )2 и фенакит- Be2 SiO4 .
Магний (Mg) в виде простого вещества представляет собой белый металл, который, также, как и Be, при нахождении на воздухе приобретает матовый оттенок за счет образующейся оксидной пленки. Mg мягче и пластичнее бериллия. Кристаллическая решетка Mg – гексагональная. Магний— по свойствам связан диагональным соотношением с Li. Абсолютно необходим для нормальной жизнедеятельности в виде иона Mg2+. Mg2+ необходим для нервно-мышечной передачи и мышечного сокращения. Наиболее часто недостаток магния (в норме содержащегося в плазме крови в концентрации 0,9 мМ) наблюдается при алкоголизме, сопровождаясь также накоплением Са2+. При избытке магния развиваются слабовыраженные токсические реакции. Прием больших количеств солей Mg2+ вызывает рвоту.
| Название | Ат. № | Относит, ат. масса | Электронная формула | Радиус, пм | Основные изотопы (%) |
| Be | Бериллий Beryllium [от греч. Beryllos — берилл] | 9,012 | 2s2 | Be2+ 34 | 9Be*(100) |
| Mg | Магний Magnesium [от Магнезия — полуостров в Греции] | 24,305 | 3s2 | Mg2+ 78 | 24Mg (78,99) 25Mg* (10) 26Mg (11,01) |
Химические свойства
-Получение Be осуществляют по реакции восстановления его фторида. Реакция протекает при нагревании:
Магний, кальций и стронций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:
Причем, при получении Mg электролизом расплава дихлорида для понижения температуры плавления в реакционную смесь добавляют NaCl.
Для получения Mg в промышленности используют металло- и углетермические методы:
2(CaO×MgO) (доломит) + Si = Ca2SiO4 + Mg
- Взаимодействие с водой.
В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде, но с горячей водой магний образует основание Mg(OH)2
Читайте также: