Щелочны́е мета́ллы - это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации - элементы главной подгруппы I группы) : литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, и унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами .
Химические свойства щелочных металлов
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.
1. Взаимодействие с водой . Важное свойство щелочных металлов - их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водойлитий:
При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.
2. Взаимодействие с кислородом . Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.
· Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:
· При горении натрия в основном образуется пероксид Na 2 O 2 с небольшой примесью надпероксида NaO 2:
· В продуктах горения калия , рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:
Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:
Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О 2 2− и надпероксид-ион O 2 − .
Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО 3 . Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:
Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей :
Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
3. Взаимодействие с другими веществами . Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованиемгидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов , сульфидов , нитридов , фосфидов , карбидов исилицидов :
При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды . Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы скислотами.
Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных - аминах и амидах:
При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиесяамиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:
Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):
4. Качественное определение щелочных металлов . Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:
Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями
Щелочноземельные металлы.
Щё́лочноземе́льные мета́ллы - химические элементы II-й группы периодической таблицы элементов: бериллий, магний, кальций,стронций, барий и радий .
Все щёлочноземельные металлы - серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение - стронций). Плотность щёлочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается только начиная с кальция, который имеет минимальную среди них плотность (ρ = 1,55 г/см³), самый тяжёлый - радий, плотность которого примерно равна плотности железа.
Химические свойства
Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns ², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1).
Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенамидаже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор - исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, так же и как щелочные металлы (и кальций), хранят под слоем керосина.
Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера: Be(OH) 2 - амфотерный, нерастворимый в воде гидроксид, но растворим в кислотах (а также проявляет кислотные свойства в присутствии сильных щелочей), Mg(OH) 2 - слабое основание, нерастворимое в воде, Ca(OH) 2 - сильное, но малорастворимое в воде основание, Sr(OH) 2 - лучше растворимо в воде, чем гидроксид кальция, сильное основание (щёлочь) при высоких температурах, близких к точке кипения воды (100 °C), Ba(OH) 2 - сильное основание (щёлочь), по силе не уступающее KOH или NaOH, иRa(OH) 2 - одна из сильнейших щелочей, очень коррозионное вещество
Нахождение в природе
Все щёлочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются. Самым распространённым щёлочноземельным металлом является кальций, количество которого равно 3,38 % (от массы земной коры). Немногим ему уступает магний, количество которого равно 2,35 % (от массы земной коры). Распространены в природе также барий и стронций, которых соответственно 0,05 и 0,034 % от массы земной коры. Бериллий является редким элементом, количество которого составляет 6·10 −4 % от массы земной коры. Что касается радия, который радиоактивен, то это самый редкий из всех щёлочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1·10 −10 % (от массы земной коры)
Алюминий.
Алюми́ний - элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium ). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).
Простое вещество алюминий - лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- иэлектропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия.
Впервые алюминий был получен датским физиком Гансом Эрстедом в 1825 году действием амальгамы калия нахлорид алюминия с последующей отгонкой ртути.Современный метод получения был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al 2 O 3 в расплаве криолита Na 3 AlF 6 с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.
Для производства 1000 кг чернового алюминия требуется 1920 кг глинозёма, 65 кг криолита, 35 кг фторида алюминия, 600 кг анодной массы и 17 тыс. кВт·ч электроэнергии постоянного тока
Особенности соединений лития по сравнению с соединениями других щелочных металлов.
Гидриды, оксиды, пероксиды, гидроксиды щелочных металлов: химическая связь в соединениях, получение и свойства.
Получение натрия, гидроксида натрия и карбоната натрия в промышленности.
Взаимодействие с растворами щелочей: а)амфотерных металлов; б)неметаллов; в)кислотных оксидов; г)амфотерных оксидов.
Металлы подгруппы IA периодической системы элементов I. И. Менделеева Li, Na, К, Rb, Cs и Fr называются щелочными.
Щелочные, щелочноземельные металлы, Be и Mg относятся к наиболее электроположительным, элементам. В соединениях с другими элементами для металлов подгруппы IA типична степень окисления + 1, а для металлов подгруппы ПА +2. С ростом числа электронных слоев и увеличением радиусов энергия ионизации атомов уменьшается. Вследствие этого химическая активность элементов в подгруппах увеличивается с ростом их порядкового номера. С малой энергией ионизации связан характерный для них фотоэффект, а также окрашивание их солями пламени" газовой горелки. Благодаря легкой отдаче наружных электронов щелочные и щелочноземельные металлы образуют соединения преимущественно с ионной связью.
Щелочные и щелочноземельные металлы проявляют высокую
химическую активность. При нагревании в водороде они образуют
гидриды - солеподобные соединения, в которых водород находится
а виде отрицательно заряженного иона. На воздухе щелочные
металлы быстро окисляются, образуя в зависимости от их активности
оксиды, пероксиды, надпероксиды или озониды.
При этом Ci, Na и К"загораются на воздухе или в атмосфере сухого кислорода только
при нагревании, a, Rb и Cs самовоспламеняются без нагревания.
Образование при горении оксида состава М 2 О характерно только
для лития. Натрий образует пероксид состава М 2 O 2 , калий, рубидий
и цезий - надпероксиды состава МО 2 .
Щелочные металлы энергично взаимодействуют с водой, вытес-из нее водород и образуя соответствующие гидроксиды. Активность взаимодействия этих металлов с водой возрастает по мере увеличения порядкового номера элемента. Так,- литий реагирует с водой без плавления, натрий - плавится, калий - самовозгорает-ся, взаимодействие рубидия и цезия протекает еще более энергично. Щелочные металлы энергично взаимодействуют с галогенами, а при нагревании - с серой.
Гидроксиды щелочных металлов - соединения с преимуществен-
но ионной связью. В водных растворах они нацело диссоциируют
ным характером связи объясняется и их высокая термическая
устойчнвость:они не, отщепляют воду дажепри нагревании до температуры кипения (выше 1300 °С) Исключение составляет, гидроксид лития, который при нагревании разлагается с отщепле-нием,воды. Поведение лития отличается и в других отношениях от поведения остальных щелочных металлов. Это объясняется его неполной электронной аналогией с остальными элементами группы.
Из щелочных металлов только литий при сравнительно небольшом нагревании взаимодействует с азотом, углеродом и крем-нием, образуя соответственно нитрид Li 3 N, карбид Li 2 С 2 и силицид Li 6 Si 2 . В присутствии влаги образование нитрида идёт уже при комнатной температуре.
В отличие от щелочных металлов, почти все соли которых хорошо растворимы в воде, литий образует малорастворимый фторид LiF карбонат Li 2 CO 3 и фосфат Li 3 PO 4 .
Кальций, стронций и барий по отношению к кислороду и воде ведут себя подобно щелочным металлам. Они разлагают воду с выделением водорода и образованием гидроксидов М(ОН) 2 . Взаимодействуя с кислородом, образуют оксиды (СаО) и пероксиды (SrO 2 , ВаО 2), которые реагируют с водой подобно аналогичным соединениям щелочных металлов.
Магний также существенно отличается от щелочноземельных металлов. Например, из-за малой растворимости его гидроксида он не взаимодействует с холодной водой. При нагревании процесс облегчается.
В целом металлы подгруппы ПА химически активны: при нагревании они взаимодействуют с Галогенами и серой с.образованием соответствующих солей, соединяются с молекулярным азотом.
Соли щелочноземельных металлов, как и соли щелочных металлов, состоят из ионов. Соли этих металлов окрашивают пламя горелки в характерные цвета, для соединений Be и Mg этого не наблюдается.
В отличие от солей щелочных металлов многие соли металлов подгруппы ПА малорастворимы, в частности фториды (кроме BeF 2). сульфаты (кроме BeSО 4 и MgSO 4), карбонаты. Из водных раствороэ Ве 2+ осаждается в виде основных карбонатов перемен-.ного состава, Mg 2+ - в виде 4MgCO 3 -Mg(OH) 2 -5H 2 O, а Са 2+ , Sr 2 + и Ва 2+ осаждаются в виде средних карбонатов МСОз.
А ) Be+2NaOH= Na2BeO2+H2
Al+NaOH+H2O=NaAlO2+H2
Б) Неметаллы, за исключением галогенов, не реагируют с растворами щелочей
Cl2+NaOH=NaClO3+NaCl+H2O
В) кислотные оксиды растворяются только в щелочах с образование соли и воды
SO3+2NaOH=Na2So4+H2o
Г) Амф ме реагируют с сильными щелочами, проявляя этим свои кислотные свойства, например:
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O Амфотерные оксиды могут реагировать с щелочами двояко: в растворе и в расплаве.
При реакции с щёлочью в расплаве образуется обычная средняя соль(как показано на примере выше).
При реакции с щёлочью в растворе образуется комплексная соль.
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (В данном случае образуется тетрагидроксоаллюминат натрия)
Щелочные металлы — группа неорганических веществ, простых элементов таблицы Менделеева. Все они обладают похожим атомным строением и соответственно, похожими свойствами. В группу входят калий, натрий, литий, цезий, рубидий, франций и теоретически описанный, но еще не синтезированный элемент унуне́нний. Первые пять веществ существуют в природе, франций — искусственно созданный, радиоактивный элемент. Свое название щелочные металлы получили из-за способности образовывать щелочи в реакции с водой.
Вся элементы группы химически активны, поэтому на Земле встречаются только в составе различных минералов, например, каменной, калийной, поваренной соли, буры, полевого шпата, морской воды, подземных рассолов, чилийской селитры . Франций часто сопутствует урановым рудам; рубидий и цезий — минералам с натрием и калием.
Свойства
Все представители группы — мягкие металлы, их можно резать ножом, сгибать руками. Внешне — блестящие, белого цвета (кроме цезия). Цезий отливает золотистым блеском. Легкие: натрий и калий легче воды, литий всплывает даже в керосине. Классические металлы с хорошей электро- и теплопроводностью. Горят, придают пламени характерный цвет, являющийся одним из аналитических способов определить тип металла. Легкоплавкие, самым «тугоплавким» является литий (+180,5 °С). Цезий тает прямо в руках при температуре +28,4 °С.
Активность в группе увеличивается по мере роста атомной массы: Li →Cs. Обладают восстановительными свойствами, в том числе в реакции с водородом. Проявляют валентность -1. Бурно реагируют с водой (все кроме лития — со взрывом); с кислотами, кислородом. Взаимодействуют с неметаллами, спиртами, водным аммиаком и его производными, карбоновыми кислотами, многими металлами.
Калий и натрий являются биогенными элементами, участвуют в водно-солевом и кислотно-щелочном балансе человеческого организма, необходимы для нормальной циркуляции крови и функционирования многих энзимов. Калий важен для растений.
В нашем организме есть и рубидий. Его нашли в крови, костях, головном мозге, легких. Он оказывает противовоспалительное, противоаллергическое действие, притормаживает реакции нервной системы, усиливает иммунитет, положительно влияет на состав крови.
Меры предосторожности
Щелочные металлы очень опасны, способны воспламеняться и взрываться просто от контакта с водой или воздухом. Многие реакции протекают бурно, поэтому работать с ними допускается только после тщательного инструктажа, с применением всех мер предосторожностей, в защитной маске и защитных очках.
Растворы калия, натрия и лития в воде являются сильными щелочами (гидроксиды калия , натрия, лития); контакт с кожей приводит к глубоким болезненным ожогам. Попадание щелочей, даже низкой концентрации, в глаза может привести к слепоте. Реакции с кислотами, аммиаком, спиртами проходят с выделением пожаро- и взрывоопасного водорода.
Щелочные металлы хранят под слоем керосина или вазелина в герметичных емкостях. Манипуляции с чистыми реактивами проводят в аргоновой атмосфере.
Следует тщательно следить за утилизацией остатков после опытов со щелочными металлами. Все остатки металлов предварительно должны быть нейтрализованы.
Применение
Наиболее активными среди металлов являются щелочные металлы. Они активно вступают в реакции с простыми и сложными веществами.
Общие сведения
Щелочные металлы находятся в I группе периодической таблицы Менделеева. Это мягкие одновалентные металлы серо-серебристого цвета с небольшой температурой плавления и невысокой плотностью. Проявляют единственную степень окисления +1, являясь восстановителями. Электронная конфигурация - ns 1 .
Рис. 1. Натрий и литий.
Общая характеристика металлов I группы приведена в таблице.
|
Список щелочных металлов |
Формула |
Номер |
Период |
t° пл. , °C |
t° кип. , °C |
ρ, г/см 3 |
Активные металлы быстро реагируют с другими веществами, поэтому в природе находятся только в составе минералов.
Получение
Для получения чистого щелочного металла используется несколько способов:
- восстановление цезия из карбоната с помощью циркония -
2Cs 2 CO 3 + Zr → 4Cs + ZrO 2 + 2CO 2 .
электролиз расплавов, чаще всего хлоридов или гидроксидов -
2NaCl → 2Na + Cl 2 , 4NaOH → 4Na + 2H 2 O + O 2 ;
прокаливание соды (карбоната натрия) с углём для получения натрия -
Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO;
восстановление кальцием рубидия из хлорида при высоких температурах -
2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl 2 ;
Взаимодействие
Свойства щелочных металлов обусловлены их строением. Находясь в первой группе периодической таблицы, они имеют всего один валентный электрон на внешнем энергетическом уровне. Единственный электрон легко переходит к атому окислителя, что способствует быстрому вступлению в реакцию.
Металлические свойства увеличиваются в таблице сверху вниз, поэтому литий расстаётся с валентным электроном труднее, чем франций. Литий - наиболее твёрдый элемент среди всех щелочных металлов. Реакция лития с кислородом проходит только под воздействием высокой температуры. С водой литий реагирует значительно медленнее, чем остальные металлы группы.
Общие химические свойства представлены в таблице.
|
Реакция |
Продукты |
Уравнение |
|
С кислородом |
Оксид (R 2 O) образует только литий. Натрий образует смесь оксида и пероксида (R 2 O 2). Остальные металлы образуют надпероксиды (RO 2) |
4Li + O 2 → 2Li 2 O; 6Na + 2O 2 → 2Na 2 O + Na 2 O 2 ; K + O 2 → KO 2 |
|
С водородом |
2Na + H 2 → 2NaH |
|
|
Гидроксиды |
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 |
|
|
С кислотами |
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2- |
|
|
С галогенами |
Галогениды |
2Li + Cl 2 → 2LiCl |
|
С азотом (реагирует только литий при комнатной температуре) |
6Li + N 2 → 2Li 3 N |
|
|
Сульфиды |
2Na + S → Na 2 S |
|
|
С углеродом (реагируют только литий и натрий) |
2Li + 2C → Li 2 C 2 ; 2Na + 2C → Na 2 C 2 |
|
|
С фосфором |
3K + P → K 3 P |
|
|
С кремнием |
Силициды |
4Cs + Si → Cs 4 Si |
|
С аммиаком |
2Li + 2NH 3 → 2LiNH 2 + H 2 |
При качественной реакции имеют разный цвет пламени. Литий горит малиновым, натрий - жёлтым, цезий - розово-фиолетовым пламенем. Оксиды щелочных металлов также имеют разный цвет. Натрий становится белым, рубидий и калий - жёлтыми.
Рис. 2. Качественная реакция щелочных металлов.
Применение
Простые металлы и их соединения используются для изготовления лёгких сплавов, металлических деталей, удобрений, соды и других веществ. Рубидий и калий используются в качестве катализаторов. Пары натрия применяются в люминесцентных лампах. Не имеет практического применения только франций из-за радиоактивных свойств. Как используют элементы I группы кратко описано в таблице применения щелочных металлов.
|
Область применения |
Применение |
|
Химическая промышленность |
Натрий ускоряет реакцию при производстве каучука; Гидроксид калия и натрия - производство мыла; Карбонат натрия и калия - изготовление стекла, мыла; Гидроксид натрия - изготовление бумаги, мыла, ткани; Нитрат калия - производство удобрений |
|
Пищевая промышленность |
Хлорид натрия - поваренная соль; Гидрокарбонат натрия - питьевая сода |
|
Металлургия |
Калий и натрий являются восстановителями при получении титана, циркония, урана |
|
Энергетика |
Расплавы калия и натрия используются в атомных реакторах и авиационных двигателях; Литий используется для производства аккумуляторов |
|
Электроника |
Цезий - производство фотоэлементов |
|
Авиация и космонавтика |
Сплавы из алюминия и лития используются для корпусов машин и ракет |
Рис. 3. Питьевая сода.
Что мы узнали?
Из урока 9 класса узнали об особенностях щелочных металлов. Они находятся в I группе таблицы Менделеева и при реакциях отдают один валентный электрон. Это мягкие металлы, легко вступающие в химические реакции с простыми и сложными веществами - галогенами, неметаллами, кислотами, водой. В природе встречаются только в составе других веществ, поэтому для их извлечения используется электролиз или реакция восстановления. Применяются в промышленности, строительстве, металлургии, энергетике.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 91.
Щелочные металлы .
Щелочные металлы — элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева:
литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.
Данные металлы получили название щелочных, потому что большинство их соединений растворимо в воде. По-славянски «выщелачивать» означает «растворять», это и определило название данной группы металлов. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.
Основная характеристика щелочных металлов: В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на новом энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1.
Валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа.
Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).
Далее таблица свойств щелочных металлов:
|
Атомный номер |
Название, символ |
Металлический радиус, нм |
Ионный радиус, нм |
Потенциал ионизации, эВ |
ЭО |
p, г/см³ |
t пл, °C |
t кип, °C |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 3 | Литий Li | 0,152 | 0,078 | 5,32 | 0,98 | 0,53 | 181 | 1347 |
| 11 | Натрий Na | 0,190 | 0,098 | 5,14 | 0,93 | 0,97 | 98 | 883 |
| 19 | Калий K | 0,227 | 0,133 | 4,34 | 0,82 | 0,86 | 64 | 774 |
| 37 | Рубидий Rb | 0,248 | 0,149 | 4,18 | 0,82 | 1,53 | 39 | 688 |
| 55 | Цезий Cs | 0,265 | 0,165 | 3,89 | 0,79 | 1,87 | 28 | 678 |
Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.
Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы.
Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмюсиликата калия K2, аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl . KCl, карналлит KCl . MgCl2 . 6H2O, полигалит K2SO4 . MgSO4 . CaSO4 . 2H2O.
Химические свойства щелочных металлов
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, азоту их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.
1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:
При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.
2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.
Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:
При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:
В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:
Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:
Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О22-и надпероксид-ион O2-.
Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО3. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:
Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:
Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:
При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами.
Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:
При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:
Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):
4. Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:
Получение щелочных металлов
1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:
катод: Li+ + e → Li
анод: 2Cl- — 2e → Cl2
2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:
Катод: Na+ + e → Na
анод: 4OH- — 4e → 2H2O + O2
Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.
Соединения щелочных металлов. Гидроксиды
Загрузка...
