Щелочные металлы соли щелочных металлов

Щелочными металлами называются химические элементы-металлы (IA) группы Периодической системы Д. И. Менделеева: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr).

Электронное строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомы щелочных металлов имеют один электрон ns1. Поэтому для всех металлов группы (IA) характерна степень окисления (+1).

Этим объясняется сходство свойств всех щелочных металлов.

Для них (сверху вниз по группе) характерно:

• увеличение радиуса атомов;
• усиление восстановительных, металлических свойств.

Нахождение в природе. Из щелочных металлов наиболее широко распространены в природе натрий и калий. Но из-за высокой химической активности они встречаются только в виде соединений.

Основными источниками натрия и калия являются:

• каменная соль (хлорид натрия (NaCl)),
• глауберова соль, или мирабилит — декагидрат сульфата натрия Na2SO4 (·) 10H2O,
• сильвин — хлорид калия (KCl),
• сильвинит — двойной хлорид калия-натрия (KCl) (·)(NaCl) и др.

Соединения лития, рубидия и цезия в природе встречаются значительно реже, поэтому их относят к числу редких и рассеянных.

Физические свойства простых веществ. В твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Наличие металлической связи обусловливает общие физические свойства простых веществ-металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.

В свободном виде простые вещества, образованные элементами (IA) группы — это легкоплавкие металлы серебристо-белого (литий, натрий, калий, рубидий) или золотисто-жёлтого (цезий) цвета, обладающие высокой мягкостью и пластичностью.

Рис. (1). Литий

Рис. (2). Натрий

Наиболее твёрдым является литий, остальные щелочные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.

Только у натрия плотность немного больше единицы ρ=1,01 г/см3, у всех остальных металлов плотность меньше единицы.

Химические свойства. Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, реагируя с кислородом и другими неметаллами. 

Поэтому хранят щелочные металлы под слоем керосина или в запаянных ампулах. Они являются сильными восстановителями.

Все щелочные металлы активно реагируют с водой, выделяя из неё водород.

Пример:

2Na+2H2O=2NaOH+H2↑.

Взаимодействие натрия с водой протекает с выделением большого количества теплоты (т. е. реакция является экзотермической). Кусочек натрия, попав в воду, начинает быстро двигаться по её поверхности.

Под действием выделяющейся теплоты он расплавляется, превращаясь в каплю, которая, взаимодействуя с водой, быстро уменьшается в размерах.

Если задержать её, прижав стеклянной палочкой к стенке сосуда, капля воспламенится и сгорит ярко-жёлтым пламенем.

Получение. Металлический натрий в промышленности получают главным образом электролизом расплава хлорида натрия с инертными (графитовыми) электродами.

• В расплаве хлорида натрия присутствуют ионы:
•  NaCl⇄Na++Cl−.
• При электролизе
• на катоде восстанавливаются катионы Na+, а на аноде окисляются анионы Cl−:
• катод ((–)):  2Na++2e_=2Na,
• анод ((+)): 2Cl−−2e_=Cl2↑.
• Суммарное уравнение реакции при электролизе расплава хлорида натрия:
• 2NaCl→2Na+Cl2↑.

Источники:

Рис. 1. Литий © ЯКласс

Рис. 2. Натрий © ЯКласс

Гидроксиды

Гидроксиды щелочных металлов — бесцветные гигроскопичные вещества, легко расплывающиеся на воздухе и постепенно превращающиеся в карбонаты.

Растворение гидроксидов в воде сопровождается выделением большого количества тепла из-за высокой энергии гидратации. Все щелочи образуют гидраты, некоторые из которых выделены в твердом виде.

В промышленности гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода) получают электролизом водного раствора хлорида натрия:

Гидроксиды натрия, калия, цезия и рубидия плавятся без разложения, гидроксид лития при температуре выше 600°С выделяет воду:

Основные химические свойства щелочей изложены в параграфе 10.3.

Практически все соли щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Растворимость солей малых анионов (например, F ) и гидроксидов возрастает, а больших анионов (например, SO|”) уменьшается при переходе от Li к Cs.

Мало растворимы LiF, NaF, Csl, Li2C03, КСЮ/,, а также некоторые другие соли. Свойства солей будут подробно рассмотрены в главах, посвященных соответствующим кислотам.

Здесь остановимся лишь на термической устойчивости солей и получении карбоната и гидрокарбоната натрия, имеющих большое значение.

Галогениды щелочных металлов термически устойчивы. Их температуры плавления уменьшаются закономерно от соединений натрия к соединениям цезия и от фторидов к иодидам.

Нитраты щелочных металлов (кроме нитрата лития) разлагаются при нагревании до нитрита и кислорода:

Нитрат лития разлагается по схеме

Карбонаты (кроме карбоната лития) термически устойчивы. Карбонат натрия получают в процессе Сольве:

Полученный гидрокарбонат затем прокаливают при 100°С:

При кристаллизации из раствора образуется кристаллогидрат Na2C03- 10Н2О, который выветривается до моногидрата Na2C03 — Н20, а при нагревании до 100°С образует безводную соль. Карбонат лития разлагается на оксид и воду:

Сульфат натрия кристаллизуется в виде кристаллогидрата Na2SO410H2O.

Катионы щелочных металлов могут выступать как комплексообразова- тели. В разбавленных водных растворах ионы существуют в форме аквакомплексов, в которых лигандами являются молекулы воды. Наиболее устойчивы аквакомплексы лития и натрия: [Li(H20)4][Na(H20)6]+. В отличие от остальных щелочных металлов литий в связи с малым радиусом проявляет координационное число 4.

• Известны аммиачные комплексы — [Li(NH3)4]+, [Na(NH3)/J — устойчивость которых понижается при переходе от лития к натрию.
• С полидентатными лигандами, такими как (Р207)4 и анион этилендиа- минтетрауксусной кислоты (~OOC)2NCH2CH2N(COCr)2, устойчивость комплексов уменьшается от лития к цезию.
• В настоящее время известно большое число комплексных соединений щелочных металлов с краун-эфирами — циклическими полиэфирами, например:

В этих комплексах ион металла координирован шестью атомами кислорода. Комплексы имеют достаточно большие размеры и являются гидрофобными, поэтому образуемые ими соли хорошо растворимы в органических растворителях.

Еще один тип лигандов, на котором следует остановиться, — ионофоры. Ионофоры — небольшие гидрофобные молекулы (многочисленные антибиотики, например валиномицин, криптанды и другие вещества).

Они имеют хорошую растворимость в липидных бислоях мембран и обладают уникальной ионной избирательностью.

Существует два класса ионофоров: 1) ионофоры — подвижные переносчики ионов; 2) каиалообразующие ионофоры.

В основе действия ионофоров лежит способность образовывать комплексы с переносимыми ионами. Ионофор формирует полость, в которой катион удерживается координационными связями с участием атомов кислорода полярных групп, выстилающих полость.

При этом резко ослабляется связь иона с растворителем и противоионами. Например, валиномицин является подвижным переносчиком ионов калия.

Захватив ион калия с наружной стороны мембраны, валиномицин образует комплекс, внедряющийся в мембрану и перемещающийся к другой ее стороне, после чего комплекс диссоциирует, и ион калия высвобождается.

I группа главная подгруппа Периодической системы Менделеева (щелочные металлы)

• I группа главная подгруппа Периодической системы Менделеева представляет собой щелочные металлы. К щелочным металлам относят химические элементы:
• Литий Li,
• Натрий Na,
• Калий K,
• Цезий Cs,
• Рубидий Rb
• Франций Fr
• Эти металлы очень активны, поэтому их хранят под слоем вазелина или керосина.

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение:

• атомного радиуса,
• металлических, основных, восстановительных свойств,
• реакционной способности.

Уменьшается

• электроотрицательность,
• энергия ионизация,
• сродство к электрону.

1. Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 1 электрон на внешнем уровне ns1:
2. Li — 2s1
3. Na — 3s1
4. K — 4s1
5. Rb — 5s1
6. Cs — 6s1
7. Fr — 7s1
8. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

 Литий

• 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

• Известен также способ получения лития из его оксида в вакууме при 300°С:

2Li2O + Si + 2CaO = 4Li + Ca2SiO4

Натрий

1. 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).

1. Натрий можно получить, прокаливая соду с углем в закрытых тиглях, пары металла конденсируются на крышке тигля, выход реакции невысокий:

Na2CO3 + 2C = 2Na + 3CO

Калий

1. Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия, однако на практике таким способом их не получают из-за высокой химической активности

1. Наиболее распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов.:

• KCl + Na = K + NaCl
• KOH + Na = K + NaOH
• В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний
• Цезий, Рубидий

• Цезий и рубидий получают восстановлением их хлоридов специально подготовленным кальцием при 700–800 °С:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2

• В качестве восстановителя также используют цирконий, реакция протекает при 650 °С:

2Cs2CO3 + Zr = 4Cs + ZrO2 + 2CO2

• В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме

Качественные реакции — окрашивание пламени солями щелочных металлов

Цвет пламени:

Li — карминно-красныйNa — желтыйK — фиолетовыйRb — буро-красныйCs — фиолетово-красный

С кислородом

4Li + O2 = 2Li2O

• Натрий образует пероксид:

2Na + O2 = Na2O2

• Калий образует надпероксид:

1. K + O2 = KO2
2. С галогенами (F, Cl, Br, I)
3. Щелочные металлы образуют галогениды:
4. 2Li + F2 = 2LiF
5. 2Na + Cl2 = 2NaCl
6. 2K + I2 = 2KI
7. С водородом
8. Щелочные металлы образуют гидриды:
9. 2Na + H2 = 2NaH
10. С серой
11. Щелочные металлы образуют сульфиды:
12. 2Na + S = Na2S
13. С азотом
14. При комнатной температуре взаимодействует только литий:
15. 6Li + N2 = 2Li3N
16. Остальные щелочные металлы
    реагируют с азотом при
    нагревании:
17. 6Na + N2 = 2Na3N
18. С углеродом
19. Щелочные металлы при нагревании образуют карбиды, преимущественно ацетилениды:
20. 2Na + 2C → Na2C2 (t = 150-200 °C)
21. С фосфором
22. Щелочные металлы активно
    реагируют с фосфором образуя фосфиды:
23. 3Na + P → Na3P

• С водой
• Щелочные металлы реагируют с водой при обычных
  условиях:
• 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
• Видео Взаимодействие щелочных металлов с водой
• С кислотами

• С растворами HCl, H2SO4щелочные металлы взаимодействуют с образованием соли и выделением водорода:

2K + H2SO4(разб) = K2SO4 +
H2

• С кислотами-окислителями (HNO3 и конц. H2SO4):

1. с концентрированной серной:
2. 8Na + 5H2SO4(конц) = 4Na2SO4 +
   H2S + 4H2O;
3. с разбавленной азотной
4. 8Na + 10HNO3(разб) = 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O;
5. с концентрированной азотной
6. 8Na + 10HNO3(конц) =
   8NaNO3 + N2O + 5H2O.
7. 2СH3COOH + 2Li → 2CH3COOOLi + H2↑
8. С солями
9. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями:
10. 3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al

Запомните! В растворе щелочные металлы взаимодействуют с водой, а не с солями других металлов.

Оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов являются типичными основными оксидами, обладая всеми их свойствами. Им соответствуют сильные основания (щелочи).

Оксиды щелочных металлов высокореакционны, их основные свойства усиливаются от лития к цезию.

• реагируют с водой с образованием хорошо растворимых гидроксидов: Na2O+H2O = 2NaOH
• реагируют с кислотными оксидами с образованием солей: K2O+CO2 = K2CO3
• реагируют с кислотами с образованием соли и воды: K2O+H2SO4 = K2SO4+H2O

Получение оксидов щелочных металлов:

• оксид лития получают прямой реакцией с кислородом:4Li+O2 = 2Li2O
• оксиды остальных щелочных металлов, кроме лития, получают косвенными реакциями:Na2O2+2Na = 2Na2O

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

• LiOH — гидроксид лития
• NaOH — г-д натрия (едкий натр или каустическая сода)
• KOH — г-д калия (едкое кали)
• RbOH — г-д рубидия
• CaOH — г-д кальция

Растворимость в воде и сила оснований возрастает в ряду от LiOH к CaOH, что обусловлено увеличением размера атома металла, а, значит, и поляризуемости связи Me-OH.

Физические свойства щелочей:

• не имеют цвета;
• гигроскопичны;
• хорошо растворимы в воде;
• проявляются сильные оснОвные свойства.

Химические свойства щелочей:

• В водных растворах щелочи практически полностью диссоциируют: CaOH ↔ Ca++OH-
• Легко взаимодействуют с минеральными кислотами (реакция нейтрализации), образуя соль и воду: NaOH+HCl = NaCl+H2O
• Хорошо поглощают влагу и углекислый газ из воздуха, что нашло применение в осушении газов: 2NaOH+CO2 = Na2CO3+H2O
• Реагируют с солями (если один из продуктов реакции выпадает в осадок, то реакция идет не до конца): 2NaOH+CaCl2 = 2NaCl+Ca(OH)2↓
• Взаимодействуют с амфотерными гидроксидами: NaOH+Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
• Водные растворы щелочей взаимодействуют с хлором и бромом: 2NaOH+Cl2 = NaCl+NaClO+H2O

Получение и применение щелочей

• В промышленности гидроксид лития, натрия, калия получают из водных растворов хлоридов методом электролиза: 2NaCl → 2NaOH+Cl2↑+H2↑
• Карбонатный метод получения щелочей: Na2CO3+Ca(OH)2 = 2NaOH+CaCO3↓
• Взаимодействием металлов или их оксидов с водой: K+H2O = 2KOH+H2↑ Li2O+H2O = 2LiOH

Применение щелочей:

• производство красок, мыла, искусственных волокон, бумаги;
• очистка нефтепродуктов;
• в реакциях химического синтеза;
• для осушки газов и органических жидкостей;
• в текстильной и кожевенной промышленности;
• в качестве электролитов в аккумуляторах.

Соли щелочных металлов

Реагируя с кислотами, щелочные металлы образуют хорошо растворимые в воде соли (за исключением солей лития). Наибольшее практическое применение нашли соли калия и натрия.

Применение солей щелочных металлов:

• NaCl (хлорид натрия, поваренная или каменная соль) есть в каждом доме на столе, о важности этой пищевой приправы говорит хотя бы тот факт, что в войну в первую очередь запасались спичками и солью; применяется в производстве хлора, соляной кислоты, соды, хлорной извести, едкого натра и проч.;
• Na2CO3 (сода, углекислая сода) — карбонат натрия применяется в производстве алюминия, стекла, моющих средств, искусственных волокон, для очистки нефтепродуктов;
• NaHCO3 (питьевая или пищевая сода) гидрокарбонат натрия является настоящим спасением для людей, страдающих изжогой, незаменимый компонент при выпечке хлеба и производстве кондитерских изделий, компонент огнетушителей, широко применяется в производстве безалкогольных напитков и минеральных вод;
• NaSO4 сульфат натрия применяют в производстве стекла, при окраске х/б тканей, для получения серной кислоты, соды, в медицине глауберова соль применяется, как слабительное средство.
• KCl хлорид калия широко применяется в качестве минерального удобрения в сельском хозяйстве.

Щелочные металлы | это… Что такое Щелочные металлы?

Группа →
1
↓ Период 2 3 4 5 6 7 8

11 Натрий [Nе]3s1

19 Калий [Ar]4s1

37 Рубидий [Kr]5s1

55 Цезий [Xe]6s1

87 Франций [Rn]7s1

119 Унуненний [Uuo]8s1

Щелочны́е мета́ллы — это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы)[1]: 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.

Общая 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 внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1.

Очевидно, что 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).

Некоторые свойства щелочных металлов

Атомный
номер
Название,
символ
Металлический
радиус,
нм
Ионный
радиус,
нм
Потенциал
ионизации,
эВ
ЭО
p,
г/см³
tпл,
°C
tкип,
°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
87	Франций Fr	?	0,18	?	0,7	1,87	27	6778
119	Унуненний Uue	?	?	?	?	?	?	?

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 алюмосиликата калия K2[Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2[Al2Si6O16].

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, 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 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.

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:

Формула
кислородного соединения
Цвет

Li2O	Белый
Na2O	Белый
K2O	Желтоватый
Rb2O	Жёлтый
Cs2O	Оранжевый
Na2O2	Светло- жёлтый
KO2	Оранжевый
RbO2	Тёмно- коричневый
CsO2	Жёлтый

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:

Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями

Щелочной металл
Цвет пламени

Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Бурокрасный
Cs	Фиолетово-красный

Получение щелочных металлов

1. 1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:
2. катод: Li+ + e → Li
3. анод: 2Cl− — 2e → Cl2
4. 2.

   Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

5. катод: Na+ + e → Na
6. анод: 4OH− — 4e → 2H2O + O2

3. Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др.

восстановителями при нагревании под вакуумом до 600-900 °C:

Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка.[источник не указан 578 дней]

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

• Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:
• катод:
• анод:

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

1. Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na2CO3.
2. Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями.

   Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

3. Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:
4. Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Карбонаты

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века.

Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C.

При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO3−, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону:

Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.

• При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na2CO3 и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:
• Основной потребитель соды — стекольная промышленность.
• В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO3, гидрокарбонат калия KHCO3 хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K2CO3 получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:
• Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO3−.

Фотографии

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
• Ерёмина Е. А., Рыжова О. Н. Глава 14. Щелочные металлы // Справочник школьника по химии. — М.: Экзамен, 2009. — С. 224-231. — 512 с. — 5000 экз. — ISBN 978-5-377-01472-0
• Кузьменко Н. Е. , Ерёмин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. — М.: Экзамен, 1997-2001.
• Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической химии. — М.: Химия, 1987.
• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1974.
• Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
• Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: Высший химический колледж РАН, 1997.

Примечания

1. ↑ Таблица Менделеева на сайте ИЮПАК

• Щелочные металлы, реакция с водой в передаче мозголомы

Урок 6: Щелочные металлы

• План урока:
• Представители щелочных металлов
• Строение атомов щелочных металлов
• Изменение химических свойств щелочных металлов
• Внешний вид и физические свойства щелочных металлов
• Нахождение в природе
• Качественные реакции
• Химические свойства щелочных металлов
• Получение щелочных металлов
• Применение соединений щелочных металлов

Представители щелочных металлов

Щелочные металлы – это группа высокоактивных металлов. Название происходит от продукта взаимодействия этих веществ с водой, в результате которой образуется щелочь (сложное химическое соединение). Найти в природе такие металлы, сделать из них изделие или просто хранить в виде слитка невозможно. Эти металлы сразу окисляются кислородом воздуха.

К щелочным металлам относятся: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.

Строение атомов щелочных металлов

В таблице Менделеева щелочные металлы расположены в первой группе. Такое положение не случайно, а отражает строение атома и химические свойства.

Химические свойства элементов напрямую зависят от строения атома. Атом любого элемента состоят из ядра, имеющего положительный заряд и электронов, образующих энергетически облака вокруг ядра.

Ядро и электроны притягиваются за счет электростатического напряжения. Соответственно, чем меньше у электрона силы сопротивления, тем ближе он будет к ядру. Электроны с большей энергией способны отдаляться на периферию атома.

По мере смены периодом, количество электронов и энергетических уровней будет увеличиваться. Общий параметр атомов всех щелочных металлов является 1 электрон на внешнем энергетическом уровне.

Изменение химических свойств щелочных металлов

По мере продвижения от первого до последнего периода, в атомах щелочных металлов происходит увеличение количества атомов и электронных облаков. Чем дальше атом оказался от ядра, тем меньше притяжение между ними.

За счет этого, отдаленный (последний) электрон проще отсоединить от атома. Легкость отщепления электронов определяет реакционную способность.

Отщепление электрона приводит к окислению собственного атома и восстановлению окислителя.

Таким образом, восстановительные свойства щелочных металлов увеличиваются сверху вниз в группе. Самый активный металл – цезий.

Внешний вид и физические свойства щелочных металлов

Щелочные металлы обладают всеми характерными свойствами: серебристый цвет (исключение: цезий – золотистого цвета) металлический блеск, электро- и теплопроводность, ковкость, пластичность.

Особенным качеством является мягкость и легкость за счет низкой плотности вещества. Эти металлы можно резать ножом, разминать руками (в перчатках) и ломать.

Нахождение в природе щелочных металлов

Из-за высокой реакционной активности, щелочные металлы не встречаются в природе в виде самородков или чистых залежей. Обнаружить их можно в составе солей. Многие природные минералы содержат ион щелочного металла в своей структуре.

Таблица. Минералы, в состав которых входят ионы щелочных металлов

Как видно из таблицы, чем выше активность элемента, тем ниже его встречаемость в природе. Элемент последнего периода первой группы – франций – вообще не встречается в природе даже в составе минералов. Этот элемент является радиоактивным и является промежуточным продуктом распада Урана-235. Его общее содержание в земной коре оценивается в 380 граммов.

Обнаружение ионов металлов в соединениях

Самый простой способ определения иона металла – окраска пламени. Для соли каждого металла характерен свой цвет:

• Литий – красный,
• Калий – фиолетовый,
• Натрий – желтый,
• Рубидий – розовый,
• Цезий – синий.

Соли франция такой проверке не подвергаются.

Для такой проверки важно, чтобы в пламени не было других примесей, меняющий цвет, иначе проверка будет недостоверна.

Качественные реакции

Обнаружение катионов лития

Обнаружить ионы металлов в соли можно с помощью качественной реакции.

1. Для обнаружения катионов лития используют фосфорную кислоту. Получившийся белый фосфат лития растворим только в концентрированной азотной кислоте и солях аммония:
2.  3Li+ + PO43- = Li 3РО 4↓
3. В растворимых солях литий можно обнаружить с помощью фторида аммония. При реакции образуется белый нерастворимый осадок фторида лития:
4. Li+ + F- = LiF↓

Обнаружение катиона натрия

Ионы натрия можно обнаружить реакцией с комплексной солью гексагидроксостибатом (V). При низких температурах и в нейтральной среде образуется мелкокристаллическая белая соль натрия:

Na+ + [Sb (OH)6]– = Na[Sb(OH)6] ↓

Эту реакцию проводят на предметном стекле. За образованием и формой кристаллов наблюдают под микроскопом или бинокуляром.

Обнаружение катиона калия

В кислой и нейтральной среде ионы калия образуют двойную комплексную соль с гексанитрокабальтатом натрия (III). Эта соль нерастворима в воде и имеет желтый цвет:

2K+ + Na3[Co(NO2)6] = NaK2[Co(NO2)6] ↓+ 2Na+

Особенность реакции в ее медленном течении. Реакционную смесь оставляют на несколько часов. Для ускорения реакции можно тереть стеклянной палочкой по стенке пробирки. Это приводит к формированию статического электричества, что усиливает притяжение ионов друг к другу.

Еще одним способом обнаружения катионов калия служит реакция с гидротартратом натрия NaHC4H4O6. В этом случае образуется соль белого цвета. Реакцию можно ускорить потиранием стеклянной палочной о поверхность пробирки:

K+ + NaHC4H406= KHC4H4O6↓ + Na+.

Обнаружение катионов рубидия, цезия

Катионы рубидия и цезия – высокоактивные ионы, поэтому не обнаруживаются качественными реакциями. Все соединения прозрачные и хорошо растворимы в воде. Основными способами их обнаружения в составе соли служит осаждение органическими ароматическими растворами. Способа разделения цезия и рубидия из смеси в настоящее время нет.

Обнаружение ионов франция

Как радиоактивный металл, франций не входит в состав обычных солей. Его обнаружение проводится методом спектрометрии и радиационных приборов.

Химические свойства щелочных металлов

Все металлы являются восстановителями, поэтому они вступают в реакцию с различными окислителями. К таким относятся простые неметаллы и сложные соединения, обладающие окислительными свойствами.

Реакция с простыми неметаллами

Щелочные металлы активно вступают в реакции с галогенами. При этом образуется соответствующий галогенид. С серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов реагируют только при нагревании:

• 2Na + Cl2→ 2NaCl
• 2К + S   К2S
• 2Rb + H2  2RbH
• 3Na + P   Na3P
• В реакции с кислородом щелочные металлы образуют пероксиды (кроме лития), повторное окисление которых приводит к образованию оксидов:
• 2Na + О2 = Na2О2
• 2 Na2О2 + О2 = 2Na2О
• Специальных условий для окисления металлов кислородом не требуется, поэтому щелочные металлы хранят под слоем парафина, вазелина или масла без доступа кислорода.

Взаимодействие с водой

Реакция щелочных металлов с водой происходит с выделением большого количества тепла. Выделяющийся в ходе реакции водород может воспламеняться, что в некоторых случаях приводит к взрыву.

 

Взаимодействие с сильными кислотами

1. В реакциях щелочных металлов с кислотами образуются соответствующие соли. Особенных проявлений свойств щелочных металлов здесь нет:
2. 8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O
3. 8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O

Специфические химические свойства лития

• В некоторых реакциях литий проявляет отличные от остальных щелочных металлов свойства. Например, это единственный металл, реагирующий с азотом без нагревания:
• 6Li + N2 = 2Li3N
• Нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.
• Li3N + 3H2O → 3LiOH + NH3↑
• В реакции с лития с кислородом образуется оксид лития:
• 4Li + О2 = 2Li2О

Получение щелочных металлов

Получить щелочные металлы в чистом виде можно только электролизом расплавов их солей:

1. NaCl   Na+ + Cl–;
2. катод (–) (Na+): Na+ + е = Na0,
3. анод (–) (Cl–): Cl– – е = Cl0, 2Cl0 = Cl2;
4. 2NaCl = 2Na + Cl2 .
5. Если использовать раствор соли, катионы металла будут сразу вступать в реакцию с образованием щелочей:
6. NaCl   Na+ + Cl–,
7. H2O   Н+ + ОН–;
8. катод (–) (Na+; Н+): H+ + е = H0, 2H0 = H2
9. (2H2O + 2е = H2 + 2OH–),
10. анод (+) (Cl–; OН–): Cl– – е = Cl0, 2Cl0 = Cl2;
11. 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2  + H2 .

Применение соединений щелочных металлов

Основные области применения данных солей – медицина, кулинария, строительство, химическая промышленность.

Наиболее используемый щелочной металл – натрий. Он служит катализатором синтеза металлов, служит теплоносителем в атомных реакторах.

Хлорид натрия – соединение, используемое в каждом доме. Это безопасная соль, используемая в кулинарии. Так же, хлорид натрия применяется в медицине для приготовления физиологических растворов.

Литий и его щелочи служат основой изготовления щелочных батареек. Длительное время это был единственный способ создания портативных энергоносителей.

Калий и натрий используются для изготовления мыла в качестве омыляющего компонента.

Соли калия используются в сельском хозяйстве в качестве удобрения.

Калий, рубидий и натрий используются в атомной промышленности и атомной энергетике. Эти металлы служат катализаторами многих реакций.

• Литий добавляется во многие сплавы для улучшения металлических свойств.
• Соединения лития, рубидия и цезия используют при изготовлении цветных стекол.
• Франций пока не имеет практического применения в связи с высокой радиоактивностью.