Выберите свойства характерные для щелочных металлов

Обновлено: 21.01.2025

Щелочные металлы — общая характеристика, строение атомов, физические и химические свойства

Щелочные металлы — металлы, расположенные в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ).

К щелочным металлам относят:

литий Li;
натрий Na;
калий K;
цезий Cs;
рубидий Rb;
франций Fr.

Внешний энергетический уровень щелочных металлов обладает следующей электронной конфигурацией: n s 1 . На внешнем энергетическом уровне расположен 1 s-электрон. Таким образом, для щелочных металлов типичной является степень окисления в соединениях +1.

В ряду L i - N a - K - R b - C s - F r , согласно Периодическому закону, можно выявить следующие закономерности:

увеличение атомного радиуса;
усиление металлических свойств;
ослабление неметаллических свойств;
снижение степени электроотрицательности.

Общие физические свойства щелочных металлов:

металлическая кристаллическая решетка у твердого вещества;
высокая теплопроводность;
высокая электропроводимость;
низкие температуры кипения;
низкие температуры плавления;
небольшие показатели плотности.

Щелочные металлы являются мягкими веществами с серебристой окраской. На свежем срезе можно наблюдать характерный блеск.

Высокая химическая активность щелочных металлов при контакте с водой, кислородом, в некоторых случаях с азотом ( L i ) , объясняет наличие особых требований к режиму хранения. Материалы помещают под слой керосина. Перед проведением химического опыта от щелочного металла отделяют фрагмент необходимого размера с помощью скальпеля под слоем керосина. Затем в атмосфере аргона удаляют с металлической поверхности продукты, образованные при его реакции с воздухом. После этого фрагмент перемещают в резервуар для проведения реакций.

Одним из ключевых свойств щелочных металлов является высокая степень активности при взаимодействии с водой.

Относительно спокойная реакция без взрыва наблюдается при контакте лития с водой:

2 L i + 2 H 2 O ⟶ 2 L i O H + H 2 ↑ 2 L i + 2 H 2 O ⟶ 2 L i O H + H 2 ↑

Аналогичный химический процесс с натрием сопровождается горением пламенем желтого цвета и небольшим взрывом. Калий проявляет большую активность по сравнению с натрием. При такой реакции происходит сильный взрыв, а пламя приобретает фиолетовую окраску.

Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом. В результате горения щелочных металлов в воздушной среде образуются вещества различного состава. Компонентный набор продуктов реакции определяется активностью металла.

Горение лития в воздушной среде приводит к образованию оксида стехиометрического состава:

4 L i + O 2 ⟶ 2 L i 2 O 4 L i + O 2 ⟶ 2 L i 2 O

Натрий горит на воздухе, что сопровождается синтезом пероксида N a 2 O 2 с небольшой добавкой в виде надпероксида N a O 2 :

2 N a + O 2 ⟶ N a 2 O 2 2 N a + O 2 ⟶ N a 2 O 2

Продукты, образованные в процессе горения калия, рубидия и цезия, включают в состав, как правило, надпероксиды:

K + O 2 ⟶ K O 2 K + O 2 ⟶ K O 2

R b + O 2 ⟶ R b O 2 R b + O 2 ⟶ R b O 2

C s + O 2 ⟶ C s O 2 C s + O 2 ⟶ C s O 2

Синтезировать оксиды натрия и калия можно путем повышения температуры смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствии кислорода:

2 N a + 2 N a O H ⟶ 2 N a 2 O + H 2 ↑ 2 N a + 2 N a O H ⟶ 2 N a 2 O + H 2 ↑

2 N a + N a 2 O 2 ⟶ 2 N a 2 O 2 N a + N a 2 O 2 ⟶ 2 N a 2 O

3 K + K O 2 ⟶ 2 K 2 O 3 K + K O 2 ⟶ 2 K 2 O

Кислородные соединения щелочных металлов обладают уникальной особенностью. Закономерно с увеличением радиуса катиона щелочного металла повышается степень устойчивости кислородных соединений, в состав которых входят пероксид-ион ( О 2 ) 2 - и надпероксид-ион ( О 2 ) - .

Тяжелые щелочные металлы способны формировать достаточно устойчивые озониды Э О 3 . Кислородные соединения щелочных металлов обладают различной окраской, интенсивность которой повышается от Li до Cs:

Проявление пероксидами и надпероксидами свойств сильных окислителей:

N a 2 O 2 + 2 N a I + 2 H 2 S O 4 ⟶ I 2 + 2 N a 2 S O 4 + 2 H 2 O N a 2 O 2 + 2 N a I + 2 H 2 S O 4 ⟶ I 2 + 2 N a 2 S O 4 + 2 H 2 O

Интенсивное взаимодействие пероксидов и надпероксидов с водой, что сопровождается формированием гидроксидов:

N a 2 O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 N a O H + H 2 O 2 N a 2 O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 N a O H + H 2 O 2

2 K O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 K O H + H 2 O 2 + O 2 ↑ 2 K O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 K O H + H 2 O 2 + O 2 ↑

Щелочные металлы вступают в химические реакции со многими неметаллами. В процессе нагрева вещества формируют соединения с водородом. В результате образуются гидриды. Щелочные металлы могут взаимодействовать со следующими веществами:

галогены;
сера;
азот;
фосфор;
углерод;
кремний.

В результате таких химических реакций образуются соответственно:

галогениды;
сульфиды;
нитриды;
фосфиды;
карбиды;
силициды.

2 N a + H 2 ⟶ 2 N a H 2 N a + H 2 ⟶ 2 N a H

2 N a + C l 2 ⟶ 2 N a C l 2 N a + C l 2 ⟶ 2 N a C l

2 K + S ⟶ K 2 S 2 K + S ⟶ K 2 S

6 L i + N 2 ⟶ 2 L i 3 N 6 L i + N 2 ⟶ 2 L i 3 N

Последняя реакции протекает при комнатной температуре.

2 L i + 2 C ⟶ L i 2 C 2 2 L i + 2 C ⟶ L i 2 C 2

При повышении температуры происходят химические реакции щелочных металлов с другими металлами. Продуктами данной реакции являются соединения металлов — интерметаллиды.

Активно протекает взаимодействие щелочных металлов с кислотами. Процесс сопровождается взрывом.

Растворение щелочных металлов в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:

2 N a + 2 N H 3 ⟶ 2 N a N H 2 + H 2 ↑ 2 N a + 2 N H 3 ⟶ 2 N a N H 2 + H 2 ↑

Растворяясь в жидком аммиаке, щелочной металл утрачивает электрон, который сольватируется молекулами аммиака и окрашивает раствор в голубой цвет. Образованные в результате амиды достаточно просто разлагаются водой, что приводит к образованию щелочи и аммиака:

K N H 2 + H 2 O ⟶ K O H + N H 3 ↑ K N H 2 + H 2 O ⟶ K O H + N H 3 ↑

Щелочные металлы вступают в химические реакции с органическими веществами.

При взаимодействии щелочных металлов со спиртами образуются алкоголяты. Если вещество контактирует с карбоновыми кислотами, продуктом реакции являются соли.

2 N a + 2 C H 3 C H 2 O H ⟶ 2 C H 3 C H 2 O N a + H 2 ↑ 2 N a + 2 C H 3 C H 2 O H ⟶ 2 C H 3 C H 2 O N a + H 2 ↑

2 N a + 2 C H 3 C O O H ⟶ 2 C H 3 C O O N a + H 2 ↑ 2 N a + 2 C H 3 C O O H ⟶ 2 C H 3 C O O N a + H 2 ↑

Щелочные металлы распознают по окраске пламени спиртовки, если в него вносить их соединения. По причине небольших потенциалов ионизации щелочных металлов при нагреве металла или его соединений в пламени происходит ионизация атомов. В результате пламя приобретает определенную окраску:

Соединения щелочных металлов, примеры

Получение гидроксидов щелочных металлов связано с применением электролитических способов. Самым крупнотоннажным является получение гидроксида натрия с помощью реакции электролиза концентрированного водного раствора поваренной соли:

2 N a C l + 2 H 2 O ⟶ H 2 ↑ + C l 2 ↑ + 2 N a O H 2 N a C l + 2 H 2 O ⟶ H 2 ↑ + C l 2 ↑ + 2 N a O H

катод: 2 H + + 2 e ⟶ H 2 ↑ 2 H + + 2 e ⟶ H 2 ↑

анод: 2 C l - - 2 e ⟶ C l 2 ↑ 2 C l - - 2 e ⟶ C l 2 ↑

В прошлом для получения щелочи применяли реакцию обмена:

N a 2 C O 3 + C a ( O H ) 2 ⟶ C a C O 3 ↓ + 2 N a O H N a 2 C O 3 + C a ( O H ) 2 ⟶ C a C O 3 ↓ + 2 N a O H

Продуктом данной реакции является щелочь с большой концентрацией соды N a 2 C O ) 3 .

Гидроксиды щелочных металлов представляют собой гигроскопичные вещества с белой окраской, водные растворы которых являются сильными основаниями.

Гидроксиды щелочных металлов, как и все основания, вступают в химические реакции с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

2 L i O H + H 2 S O 4 ⟶ L i 2 S O 4 + 2 H 2 O 2 L i O H + H 2 S O 4 ⟶ L i 2 S O 4 + 2 H 2 O

2 K O H + C O 2 ⟶ K 2 C O 3 + H 2 O 2 K O H + C O 2 ⟶ K 2 C O 3 + H 2 O

K O H + A l ( O H ) 3 ⟶ K [ A l ( O H ) 4 ] K O H + A l ( O H ) 3 ⟶ K [ A l ( O H ) 4 ]

Если нагреть гидроксиды щелочных металлов, то вещества возгоняются без разложения. Исключение составляет гидроксид лития, который аналогично гидроксидам металлов главной подгруппы II группы, в процессе прокаливания разлагается на оксид и воду:

2 L i O H ⟶ L i 2 O + H 2 O 2 L i O H ⟶ L i 2 O + H 2 O

Гидроксид натрия используют в производстве твердого мыла и других веществ:

моющих средств синтетического состава;
волокон искусственного происхождения;
органических соединений таких, как фенол.

Ценным продуктом, в состав которого входит щелочной металл, является сода N a 2 C O 3 . Большую часть от объемов мирового производства соды получают с помощью методики Сольве. Данный метод был изобретен в начале XX столетия. Принцип технологии заключается в следующем: водный раствор N a C l с добавлением аммиака насыщают углекислым газом при температуре 26—30 °C. В результате синтезируют гидрокарбонат натрия с низкой степенью растворимости, который получил название питьевой соды:

N a C l + N H 3 + C O 2 + H 2 O ⟶ N a H C O 3 ↓ + N H 4 C l N a C l + N H 3 + C O 2 + H 2 O ⟶ N a H C O 3 ↓ + N H 4 C l

С целью нейтрализовать кислотную среду, которая формируется при пропускании углекислого газа через раствор, добавляют аммиак. Таким образом, получают гидрокарбонат-ион ( H C O 3 ) - , который требуется для того, чтобы продукт выпал в осадок. После того, как отделяется питьевая сода, раствор с хлоридом аммония нагревают с известью и выделяют аммиак, что позволяет вернуть его в зону реакции:

2 N H 4 C l + C a ( O H ) 2 ⟶ 2 N H 3 ↑ + C a C l 2 + 2 H 2 O 2 N H 4 C l + C a ( O H ) 2 ⟶ 2 N H 3 ↑ + C a C l 2 + 2 H 2 O

Аммиачный способ производства соды характеризуется наличием единственного отхода в виде хлорида кальция. Данное вещество остается в растворе и обладает ограниченным применением.

С помощью прокаливания гидрокарбоната натрия можно получить кальцинированную, или стиральную, соду Na_CO_ и диоксид углерода, который используют в синтезе гидрокарбоната натрия:

2 N a H C O 3 ⟶ N a 2 C O 3 + C O 2 ↑ + H 2 O 2 N a H C O 3 ⟶ N a 2 C O 3 + C O 2 ↑ + H 2 O

Большую часть произведенной соды потребляют предприятия стекольной промышленности.

Гидрокарбонат калия K H C O 2 по сравнению с малорастворимой кислой солью N a H C O 3 хорошо растворяется в воде. По этой причине карбонат калия, или поташ, K 2 C O 3 получают путем химической реакции углекислого газа с раствором гидроксида калия:

Поташ активно применяют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий является единственным из всех щелочных металлов, для которого не получен гидрокарбонат. Данное обстоятельство объясняется слишком маленьким радиусом иона лития, не позволяющим ему удерживать достаточно крупный ион ( H C O 3 ) - .

Оксиды щелочных металлов, за исключением лития, получают исключительно косвенными методами. В процессе натрий взаимодействует с окислителями в расплаве.

Получение оксида натрия путем реакции натрия с нитратом натрия в расплаве:

Взаимодействие натрия с пероксидом натрия:

Химическая реакция между натрием и расплавом щелочи:

Получение оксида лития путем разложения гидроксида лития:

Оксиды щелочных металлов по описанию являются типичными основными оксидами. Соединения взаимодействуют со следующими веществами:

кислотные оксиды;
амфотерные оксиды;
кислоты;
вода.

Взаимодействие оксида натрия с оксидом фосфора (V):

Реакция оксида натрия с амфотерным оксидом алюминия:

При взаимодействии оксидов щелочных металлов с кислотами образуются средние и кислые соли (с многоосновными кислотами). К примеру, оксид калия вступает в химическую реакцию с соляной кислотой, что сопровождается образованием хлорида калия и воды:

Можно наблюдать активное взаимодействие оксидов щелочных металлов с водой. Продуктом такой реакции являются щелочи. К примеру, оксид лития взаимодействует с водой, что сопровождается образованием гидроксида лития:

Окисление оксидов щелочных металлов кислородом (за исключением оксида лития) происходит так, что оксид натрия окисляется до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия — до надпероксида. К примеру, уравнение реакции:

Получение и применение щелочных металлов

Существует несколько основных способов получения щелочных металлов:

электролиз расплавов галогенидов;
электролиз расплавов гидроксидов;
восстановление из галогенидов.

Получить щелочные металлы можно с помощью электролиза расплавов их галогенидов. Это основной способ получения данных веществ. Как правило, применяют хлориды, которые образуют природные минералы:

2 L i C l ⟶ 2 L i + C l 2 ↑ 2 L i C l ⟶ 2 L i + C l 2 ↑

катод: L i + + e ⟶ Li L i + + e ⟶ Li

В некоторых случаях оправдано получение щелочных металлов с помощью электролиза расплавов их гидроксидов (гидроксиды зачастую имеют более низкие температуры плавления):

4 N a O H ⟶ 4 N a + 2 H 2 O + O 2 ↑ 4 N a O H ⟶ 4 N a + 2 H 2 O + O 2 ↑

катод: N a + + e ⟶ Na N a + + e ⟶ Na

анод: 4 O H - - 4 e ⟶ 2 H 2 O + O 2 ↑ 4 O H - - 4 e ⟶ 2 H 2 O + O 2 ↑

Щелочной металл удается восстановить из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и другими восстановителями в процессе повышения температуры в вакуумной среде до 600—900 °C:

2 M C l + C a ⟶ 2 M ↑ + C a C l 2 2 M C l + C a ⟶ 2 M ↑ + C a C l 2

С целью задать химической реакции нужное направление необходимо удалить образованный свободный щелочной металл (M) с помощью отгонки. Таким же способом восстанавливают цирконий из хромата. Известно, что получить натрий можно, если восстановить его из карбоната углем при температуре в 1000 °C с добавлением известняка.

В связи с тем, что щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений расположены слева от водорода, электролитическое получение их из водных растворов солей не представляется возможным. В таком случае продуктами реакции являются соответствующие щелочи и водород.

Характерные химические свойства щелочных металлов

Щелочные металлы — это элементы I группы периодической системы: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr); очень мягкие, пластичные, легкоплавкие и легкие, как правило, серебристо-белого цвета; химически очень активны; бурно реагируют с водой, образуя щёлочи (откуда название).

•Все щелочные металлы чрезвычайно активны, во всех химических реакциях проявляют восстановительные свойства, отдают свой единственный валентный электрон, превращаясь в положительно заряженный катион, проявляют единственную степень окисления +1.

•Вследствие своей активности щелочные металлы хранят под слоем керосина, чтобы преградить доступ воздуха и влаги. Литий очень легкий и в керосине всплывает на поверхность, поэтому его хранят под слоем вазелином.

Химические свойства щелочных металлов

1. Щелочные металлы активно взаимодействуют с водой:

2. Реакция щелочных металлов с кислородом:

4Li + O ₂ → 2Li ₂ O (оксид лития)

2Na + O ₂ → Na ₂ O ₂ ( пероксид натрия)

K + O ₂ → KO ₂ (надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

3. В реакциях щелочных металлов с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl ₂ → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na ₂ S (сульфиды)

2Na + H ₂ → 2NaH (гидриды)

6Li + N ₂ → 2Li ₃ N (нитриды)

2Li + 2C → Li ₂ C ₂ (карбиды)

4. Реакция щелочных металлов с кислотами

(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H ₂

5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком

(образуется амид натрия):

6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

7. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:

Li + – карминово-красный

K + , Rb + и Cs + – фиолетовый

Получение щелочных металлов

Металлические литий, натрий и калий получают электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl ₂
В небольших масштабах используется также вакуум-термическое получение натрия и калия:

Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).

Особенности химических свойств s-элементов I группы и их физиологическое действие

Электронная конфигурация атома лития 1s 2 2s 1 . У него самый большой во 2-м периоде атомный радиус, что облегчает отрыв валентного электрона и возникновение иона Li + со стабильной конфигурацией инертного газа (гелия). Следовательно, его соединения образуются с передачей электрона от лития к другому атому и возникновением ионной связи с небольшой долей ковалентности. Литий ‑ типичный металлический элемент. В виде вещества это щелочной металл. От других членов I группы он отличается малыми размерами и наименьшей, по сравнению с ними, активностью. В этом отношении он напоминает расположенный по диагонали от Li элемент II группы ‑ магний. В растворах ион Li + сильно сольватирован; его окружают несколько десятков молекул воды. Литий по величине энергии сольватации — присоединения молекул растворителя, стоит ближе к протону, чем к катионам щелочных металлов.

Малый размер иона Li + , высокий заряд ядра и всего два электрона создают условия для возникновения вокруг этой частицы довольно значительного поля положительного заряда, поэтому в растворах к нему притягивается значительное число молекул полярных растворителей и его координационное число велико, металл способен образовывать значительное число литийорганических соединений.

Натрием начинается 3-й период, поэтому у него на внешнем уровне всего 1е — , занимающий 3s-орбиталь. Радиус атома Na — наибольший в 3-м периоде. Эти две особенности определяют характер элемента. Его электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Единственная степень окисления натрия +1. Электроотрицательность его очень мала, поэтому в соединениях натрий присутствует только в виде положительно заряженного иона и придает химической связи ионный характер. По размеру ион Na + значительно больше, чем Li + , и сольватация его не так велика. Однако в растворе в свободном виде он не существует.

Физиологическое значение ионов К + и Na + связано с их различной адсорбируемостью на поверхности компонентов, входящих в состав земной коры. Соединения натрия лишь незначительно подвержены адсорбции, в то время как соединения калия прочно удерживаются глиной и другими веществами. Мембраны клеток, являясь поверхностью раздела клетка ‑ среда, проницаемы для ионов К + , вследствие чего внутриклеточная концентрация К + значительно выше, чем ионов Na + . В то же время в плазме крови концентрация Na + превышает содержание в ней калия. С этим обстоятельством связывают возникновение мембранного потенциала клеток. Ионы К + и Na + ‑ одни из основных компонентов жидкой фазы организма. Их соотношение с ионами Са 2+ строго определенно, а его нарушение приводит к патологии. Введение ионов Na+ в организм не оказывает заметного вредного влияния. Повышение же содержания ионов К + вредно, но в обычных условиях рост его концентрации никогда не достигает опасных величин. Влияние ионов Rb + , Cs + , Li + еще недостаточно изучено.

Из различных поражений, связанных с применением соединений щелочных металлов, чаще всего встречаются ожоги растворами гидроксидов. Действие щелочей связано с растворением в них белков кожи и образованием щелочных альбуминатов. Щелочь вновь выделяется в результате их гидролиза и действует на более глубокие слои организма, вызывая появление язв. Ногти под влиянием щелочей становятся тусклыми и ломкими. Поражение глаз, даже очень разбавленными растворами щелочей, сопровождается не только поверхностными разрушениями, но нарушениями более глубоких участков глаза (радужной оболочки) и приводит к слепоте. При гидролизе амидов щелочных металлов одновременно образуется щелочь и аммиак, вызывающие трахеобронхит фибринозного типа и воспаление легких.

Калий был получен Г. Дэви практически одновременно с натрием в 1807 г. при электролизе влажного гидроксида калия. От названия этого соединения ‑ «едкое кали» и получил свое наименование элемент. Свойства калия заметно отличаются от свойств натрия, что обусловлено различием величин радиусов их атомов и ионов. В соединениях калия связь более ионная, а в виде иона К + он обладает меньшим поляризующим действием, чем натрий, из-за больших размеров. Природная смесь состоит из трех изотопов 39 К, 40 К, 41 К. Один из них 40 К ‑ радиоактивен и определенная доля радиоактивности минералов и почвы связана с присутствием этого изотопа. Его период полураспада велик ‑ 1,32 млрд. лет. Определить присутствие калия в образце довольно легко: пары металла и его соединения окрашивают пламя в фиолетово-красный цвет. Спектр элемента довольно прост и доказывает наличие 1е — на 4s-орбитали. Изучение его послужило одним из оснований для нахождения общих закономерностей в строении спектров.

В 1861 г. при исследовании соли минеральных источников спектральным анализом Роберт Бунзен обнаружил новый элемент. Его наличие доказывалось темно-красными линиями в спектре, которых не давали другие элементы. По цвету этих линий элемент и был назван рубидием (rubidus—темно-красный). В 1863 г. Р. Бунзен получил этот металл и в чистом виде восстановлением тартрата рубидия (виннокислой соли) сажей. Особенностью элемента является легкая возбудимость его атомов. Электронная эмиссия у него появляется под действием красных лучей видимого спектра. Это связано с небольшой разницей в энергиях атомных 4d и 5s-орбиталей. Из всех щелочных элементов, имеющих стабильные изотопы, рубидию (как и цезию) принадлежит один из самых больших атомных радиусов и маленький потенциал ионизации. Такие параметры определяют характер элемента: высокую электроположительность, чрезвычайную химическую активность, низкую температуру плавления (39 0 C) и малую устойчивость к внешним воздействиям.

Открытие цезия, как и рубидия, связано со спектральным анализом. В 1860 г. Р.Бунзен обнаружил две яркие голубые линии в спектре, не принадлежащие ни одному известному к тому времени элементу. Отсюда произошло и название «цезиус» (caesius), что значит небесно-голубой. Это последний элемент подгруппы щелочных металлов, который ещё встречается в измеримых количествах. Наибольший атомный радиус и наименьшие первые потенциалы ионизации определяют характер и поведение этого элемента. Он обладает ярко выраженной электроположительностью и ярко выраженными металлическими качествами. Стремление отдать внешний 6s-электрон приводит к тому, что все его реакции протекают исключительно бурно. Небольшая разница в энергиях атомных 5d- и 6s-орбиталей обусловливает легкую возбудимость атомов. Электронная эмиссия у цезия наблюдается под действием невидимых инфракрасных лучей (тепловых). Указанная особенность структуры атома определяет хорошую электрическую проводимость тока. Все это делает цезий незаменимым в электронных приборах. В последнее время все больше внимания уделяется цезиевой плазме как топливу будущего и в связи с решением проблемы термоядерного синтеза.

На воздухе литий активно реагирует не только с кислородом, но и с азотом и покрывается пленкой, состоящей из Li ₃ N (до 75%) и Li ₂ O. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (Na ₂ O ₂ ) и надпероксиды (K ₂ O ₄ или KO ₂ ).

Перечисленные вещества реагируют с водой:

Для регенерации воздуха на подводных лодках и космических кораблях, в изолирующих противогазах и дыхательных аппаратах боевых пловцов (подводных диверсантов) использовалась смесь «оксон»:

В настоящее время это стандартная начинка регенерирующих патронов изолирующих противогазов для пожарных.
Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя гидриды:

Гидрид лития используется как сильный восстановитель.

Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:

Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду при нагревании вплоть до температур их кипения (более 1300 0 С). Некоторые соединения натрия называют содами :

а) кальцинированная сода, безводная сода, бельевая сода или просто сода – карбонат натрия Na ₂ CO ₃ ;
б) кристаллическая сода – кристаллогидрат карбоната натрия Na ₂ CO ₃ . 10H ₂ O;
в) двууглекислая или питьевая – гидрокарбонат натрия NaHCO ₃ ;
г) гидроксид натрия NaOH называют каустической содой или каустиком.

Основные характеристики и свойства щелочных металлов

Название «щелочные металлы» произошло от их способности в реакциях с водой образовывать щелочи — основания, растворимые в воде. Слово «выщелачивать» славянского происхождения. В переводе оно означает «растворять».

Щелочными называют металлы IA группы таблицы Менделеева. Их шесть: литий, натрий, рубидий, калий, цезий, франций. По внешнему виду они представляют собой металлы серебристо-белого цвета, за исключением цезия — он золотисто-желтый. Основные физические свойства простых веществ:

пластичность;
мягкость;
невысокая плотность;
высокая химическая активность;
легкая окисляемость;
электропроводность;
теплопроводность;
легкоплавкость.

В связи со способностью быстро окисляться, т.е. вступать в реакцию с кислородом и другими веществами, в природе они встречаются в форме соединений.

Соли щелочных металлов окрашивают пламя спиртовки в различные цвета:

В отличие от этих двух представителей, литий, рубидий, цезий не встречаются в природе часто. Следовательно, они относятся к группе редких металлов. Франций — искусственно полученный элемент, отличающийся радиоактивностью.

Калий и натрий являются участниками водно-солевого, а также кислотно-щелочного баланса организма человека. Эти элементы важны для циркуляторных процессов крови, деятельности энзимов. Для жизнедеятельности растений особенно важен калий.

Щелочные металлы имеют валентность, равную единице (степень окисления +1).

Поскольку данная группа элементов в системе Менделеева следует непосредственно за инертными газами, у атомов щелочных металлов появляется новый энергетический уровень, на котором содержится один электрон. Электронная конфигурация — ns1.

Поскольку любой атом стремится приобрести конфигурацию инертного газа, атомы щелочных металлов способны легко отдать валентные электроны и проявлять восстановительные свойства. Этот факт свидетельствует о невысоких значениях энергии ионизации их атомов, а также о низких значениях электроотрицательности.

Сверху вниз по группе наблюдается увеличение радиуса атомов, снижение электроотрицательности, увеличение восстановительных свойств простых веществ.

Какие элементы относятся к щелочным металлам

Перечень щелочных металлов:

литий — Li;
натрий — Na;
калий — K;
рубидий — Rb;
цезий — Zs;
франций — Fr.

Они занимают IA группу в Периодической системе Д. И. Менделеева.

Электронная формула, в какую группу входят

Строение атомов щелочных металлов, которые расположены в IA группе, можно свести к таблице следующего вида:

В роли окислителей в таких взаимодействиях участвуют простые и сложные вещества. Это могут быть неметаллы, органические соединения, кислоты, соли, оксиды.

Каждый элемент взаимодействует индивидуально.

Оксид в качестве продукта образовывается только в реакциях лития:

4 L i + O 2 = 2 L i 2 O

В случае с натрием в ходе реакции образуется пероксид, а с калием, рубидием, цезием — надпероксид:

2 N a + O 2 = N a 2 O 2

К реакциям с простыми веществами относится образование галогенидов:

2 N a + C l 2 = 2 N a C l

Рассматривая взаимодействие с H2, S, P, C, Si, необходимо знать, что для протекания данных реакций необходимо нагревание.

Литий реагирует с азотом при комнатной температуре.

Реакции с водой протекают у щелочных металлов по-разному: литий — спокойно, всплывая на поверхность жидкости, натрий реагирует более активно с образованием пламени, калий, цезий и рубидий реагируют со взрывом. В общем виде

2 M + 2 H 2 O = 2 M O H + H 2 (М – металл)

В два этапа протекают реакции с кислотами. Металл сначала вступает в реакцию с водой, а после, в момент образования щелочи, она реагирует с разбавленной кислотой и нейтрализуется. Такие реакции часто протекают со взрывом, поэтому на практике проводятся редко.
В результате реакции с аммиаком образуются амиды:

2 L i + 2 N H 3 = 2 L i N H 2 + H 2

Взаимодействие с этанолом, фенолами, в ходе которого щелочные металлы замещают атомы водорода в гидроксильной группе ОН этих соединений:

2 N a + 2 C 2 H 5 O H = 2 C 2 H 5 O N a + H 2

Щелочные металлы могут использоваться для восстановления других металлов, к примеру, алюминия:

3 N a + A l C l 3 = A l + 3 N a C l

Физические свойства щелочных металлов объясняются металлической связью в кристаллической решетке. Для них характерен металлический блеск, отличная ковкость, пластичность, тепло- и электропроводность.

Самым твердым из всей группы является литий, а самая высокая плотность у цезия. Некоторые физические свойства щелочных металлов в сравнении представлены в следующей таблице:

Из таблицы следует, что все элементы получили свое применение благодаря низким температурам плавления (кипения). Их значения снижаются по мере увеличения порядкового номера в Периодической системе Менделеева.

Все металлы, за исключением лития, настолько мягки, что их можно разрезать ножом или на специальном оборудовании раскатать в лист фольги.

Еще одно свойство, которое имеет практическое значение в промышленности — низкая плотность. Плотность лития, натрия и калия ниже плотности воды.

Указанные физические свойства обусловлены слабой связью электронов внешних слоев с атомами щелочных металлов. Поэтому энергия ионизации атомов невысокая, и они при взаимодействии друг с другом образуют металлическую связь.

В периодической таблице в начале каждого периода стоит элемент с низкой температурой плавления (щелочной металл). По мере увеличения порядковых номеров в периоде слева направо этот показатель сначала увеличивается к середине периода (IV А группа), где расположены элементы, образующие преимущественно атомные кристаллические решетки (C, Si).

Затем в конце периода температуры плавления снова уменьшаются, поскольку в VII-VIII группах расположены элементы, простые вещества которых характеризуются молекулярными кристаллическими решетками (галогены, благородные газы).

Меры предосторожности при работе с ними

Из-за высокой химической активности работа со щелочными металлами должна осуществляться с большой осторожностью. Для их хранения выделяются отдельные емкости, которые запаивают и помещают в них слой вазелинового масла или керосина. Тогда предотвращается взаимодействие с воздухом, в частности с кислородом, и исключается горение.

На каждом предприятии, где осуществляются работы с этими химическими элементами и их соединениями, разрабатываются специальные правила безопасности и меры предосторожности, исключающие наступление аварийных ситуаций и производственных травм.

Все сотрудники перед получением допуска к работе должны пройти обязательный производственный инструктаж, который бывает предварительный (перед началом работы) и периодический (через равные промежутки времени — ежеквартально, ежегодно). Они включают качественное изучение требований нормативных документов по безопасности труда и производственному нормированию.

Сотрудники на своих рабочих местах должны находиться в защитной спецодежде, быть оснащены средствами индивидуальной защиты (для органов зрения, дыхания, кожных покровов).

Поскольку растворы щелочных металлов — щелочи, их воздействие на кожу может привести к ожогам и раздражениям. Щелочи при попадании брызг в глаза могут спровоцировать отторжение ветвей глазного нерва и вызвать полную слепоту.

Выше описана возможность бурной реакции металлов с кислородом вплоть до взрыва. Поэтому рабочие места укомплектовываются средствами пожаротушения, которые периодически проходят технические проверки своей исправности. Щелочные металлы нельзя тушить водой, так как они вступают в реакцию с ней.

Натрий и калий можно тушить аргоном и азотом. Аргон эффективнее, поскольку существенно тяжелее воздуха. Литий продолжает гореть в атмосфере азота и диоксида углерода. Для тушения горящего лития разработаны специальные порошковые составы Вексон-D3 на основе различных флюсов и графита с гидрофобизирующими добавками.

С соблюдением техники безопасности проводится и утилизация отходов после работы. Они подвергаются нейтрализации с применением специальных составов, разрешенных для применения компетентными органами.

Получение простых веществ, где применяются

Чистый натрий можно получать путем электролиза расплава хлорида натрия с графитовыми электродами, обладающими инертностью. Поскольку в таком расплаве имеются ионы Na и Cl, в ходе электролиза на катоде восстанавливаются катионы натрия до металлического натрия, а на аноде — окисляются анионы хлора до газообразного хлора.

Щелочные металлы

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Li - 2s 1
Na - 3s 1
K - 4s 1
Rb - 5s 1
Cs - 6s 1
Fr - 7s 1

Природные соединения

NaCl - галит (каменная соль)
KCl - сильвин
NaCl*KCl - сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора - невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно - безводных):

NaCl → Na + Cl₂↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий - пероксид, калий, рубидий и цезий - супероксиды.

K + O₂ → KO₂ (супероксид калия)

Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.

Li + H₂ → LiH (в гидридах водород -1)

Na + F₂ → NaF (в фторидах фтор -1)

Na + S → Na₂S (в сульфидах сера -2)

K + N₂ → K₃N (в нитридах азот -3)

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда - взрыв.

Na + H₂O → NaOH + H₂↑ (воду можно представить в виде HOH - натрий вытесняет водород)

Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: ". в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет". Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.

Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий - в желтый, калий - в фиолетовый, рубидий - синевато-красный, цезий - синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R₂O, например: Na₂O, K₂O.

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → LiOH (осн. оксид + вода = основание - реакция идет, только если основание растворимо)

Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃ (обратите внимание - мы сохраняем СО серы +4)

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам - растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH - едкий натр, KOH - едкое кали.

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H₂O → (электролиз!) KOH + H₂ + Cl₂ (на катоде выделяется водород, на аноде - хлор)

Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

LiOH + H₂SO₄ → LiHSO₄ + H₂O (соотношение 1:1, кислота в избытке - получается кислая соль)

2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O (соотношение 2:1, основание в избытке - получается средняя соль)

KOH + SO₂ → KHSO₃ (соотношение 1:1 - получается кислая соль)

2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O (соотношение 2:1 - получается средняя соль)

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов - смешанных оксидов (при высоких температурах - прокаливании).

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)₃ → NaAlO₂ + H₂O (при прокаливании образуется окисел - смесь двух оксидов: Al₂O₃ и Na₂O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl₂ → NaClO₃ + NaCl + H₂O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:

NaOH + I₂ → NaIO₃ + NaI + H₂O (с нагреванием)

NaOH + S → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO₂, который соответствует сразу двум кислотам - и азотной, и азотистой.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Щелочноземельные металлы

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Be - 2s 2
Mg - 3s 2
Ca - 4s 2
Sr - 5s 2
Ba - 6s 2
Ra - 7s 2

Be - BeO*Al₂O₃*6SiO₂ - берилл
Mg - MgCO₃ - магнезит, MgO*Al₂O₃ - шпинель, 2MgO*SiO₂ - оливин
Ca - CaCO₃ - мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO₄*2H₂O - гипс, CaF₂ - флюорит

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов, алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

MgCl₂ → (t) Mg + Cl₂ (электролиз расплава)

CaO + Al → Al₂O₃ + Ca (алюминотермия - способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)

Все щелочноземельные металлы (кроме бериллия и магния) реагируют с холодной водой с образованием соответствующих гидроксидов. Магний реагирует с водой только при нагревании.

Щелочноземельные металлы - активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, и, следовательно, способные вытеснить водород из кислот:

Хорошо реагируют с неметаллами: кислородом, образуя оксиды состава RO, с галогенами (F, Cl, Br, I). Степень окисления у щелочноземельных металлов постоянная +2.

Mg + O₂ → MgO (оксид магния)

При нагревании реагируют с серой, азотом, водородом и углеродом.

Mg + S → (t) MgS (сульфид магния)

Ca + H₂ → (t) CaH₂ (гидрид кальция)

Ba + C → (t) BaC₂ (карбид бария)

Ba + TiO₂ → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:

Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO - амфотерного оксида.

В нее вступают все, кроме оксида бериллия.

Амфотерные свойства оксида бериллия требуют особого внимания. Этот оксид проявляет двойственные свойства: реагирует с кислотами с образованием солей, и с основаниями с образованием комплексных солей.

BeO + NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄] (тетрагидроксобериллат натрия)

Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:

BeO + NaOH → Na₂BeO₂ + H₂O (бериллат натрия)

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия - амфотерного гидроксида.

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH)₂)

Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.

Реакции с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода).

Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.

Жесткость воды

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящую от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить - каждый день. Временная жесткость воды устраняется обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках - CaCO₃ - бесспорное доказательство устранения жесткости:

Также временную жесткость можно устранить, добавив Na₂CO₃ в воду:

С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную жесткость воды устраняют добавлением в воду Na₂CO₃:

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках котлов, труб, чайника.

Читайте также: