Соединение щелочного металла с кислородом

• Кодовое название — щелочные металлы. Откуда оно произошло?
• Почему щелочные металлы не берут в реакции с кислотами?
• Рассмотрим химические и физические свойства щелочных металлов;
• Как можно распознать катионы щелочных металлов?

Эти металлы — очень активные! Именно их кидают в ванны с водой, в результате чего происходят мощщные взрывы.

Щелочные металлы

IA группа называется главной подгруппой первой группы, в которую входят щелочные металлы: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.  

Щелочные металлы — серебристо-белые металлы с высокой электро- и теплопроводностью, обладают ковкостью, пластичностью и металлическим блеском. 

• Главная особенность строения атомов химических элементов  IA группы заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне — их электронная конфигурация ns1.
• Из этого следует, что атомам щелочных металлов энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа, приобретая при этом степень окисления +1.
• Основным способом получения таких металлов является электролиз расплавов солей.

Химические свойства

Их химические свойства крайне логичны: 

• как типичные металлы они будут вступать в реакции со своими противоположностями — неметаллами;
• как восстановители — реагировать с окислителями (в том числе восстанавливать металлы и неметаллы из их оксидов);
• как металлы, стоящие в ряду активности до водорода — вступать в реакции вытеснения с водой, кислотами-неокислителями и солями менее активных металлов.

Как типичные восстановители, щелочные металлы могут взаимодействовать со своими противоположностями — неметаллами.  

В реакциях с щелочными металлами кислород образует ряд веществ: 

• литий («кандидат от народа»), как и подавляющее большинство металлов, образует оксид;4Li + O2 = 2Li2O
• натрий образует пероксид;2Na + O2 = Na2O2
• калий и все нижестоящие металлы — надпероксиды/супероксиды.K + O2 = KO2 

В ряду активности щелочные металлы находятся до водорода, поэтому они способны вытеснять водород из воды: 

Можно представить воду как HOH, тогда металл (например, натрий) будет замещать один из атомов водорода с образованием NaOH. 

За счет  крайне низких значений электроотрицательности металлы очень слабо притягивают к себе электроны, а следовательно, у них «легко их украсть». Делаем вывод: в ОВР щелочные металлы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства, повышая в реакциях степени окисления. 

Оксиды щелочных металлов

По физическим свойствам это — бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. 

Они являются основными оксидами, поэтому: 

• реагируют с водой с образованием оснований: 

• вступают в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями, обладающими кислотными свойствами: кислотами, кислотными оксидами, амфотерными оксидами и гидроксидами: 

Гидроксиды щелочных металлов

Что же это такое? По-другому их называют щелочами. Они представляют собой бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. 

По химическим свойствам они являются типичными сильными основаниями, то есть: 

• диссоциируют в растворах с образованием гидроксид-анионов. создавая в растворах щелочную среду: 

• вступают в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями (кислотами и кислотными оксидами + амфотерные оксиды и гидроксиды), образуя соли;

• вступают в реакции ионного обмена с кислотами и солями: 

Какие же специфические свойства щелочей существуют? Рассмотрим некоторые из них: 

• Окислительно-восстановительные реакции с металлами

Из металлов со щелочами напрямую взаимодействуют только амфотерные бериллий Be, цинк Zn, алюминий Al. 

А какие соли тогда будут образовываться? В растворе образуются комплексные соли, а в расплаве (t) — средние. В качестве еще одного продукта реакции выделяется газообразный водород.

• Окислительно-восстановительные реакции с неметаллами

Неметаллы, которые могут реагировать со щелочами, можно запомнить по «крестообразному» расположению в таблице Менделеева: 

Пероксиды щелочных металлов

Что же такое пероксиды? Пероксиды — сложные вещества, которые содержат группу —О—О—, где кислород имеет степень окисления −1. 

Фактчек

• Металлы IA группы называются щелочными металлами, которые представлены литием, натрием, калием, рубидием, цезием и францием. 
• Постоянная валентность щелочных металлов I, постоянная степень окисления — +1.
• Основной способ получения щелочных металлов — электролиз расплавов солей.
• Щелочные металлы — чрезвычайно активные металлы, могут реагировать с большим рядом простых веществ, с водой.

Проверь себя 

Задание 1.Какой из щелочных металлов имеет самое большое число электронов? 

1. Литий; 
2. Натрий; 
3. Калий; 
4. Рубидий; 
5. Цезий; 
6. Франций

Задание 2.Щелочные металлы имеют постоянную степень окисления: 

Задание 3.Щелочные металлы образуют с серой соединения, называемые: 

1. Сульфиты; 
2. Сульфиды; 
3. Сульфаты; 
4. Сульфонаты.

Задание 4.При реакции калия с кислородом образуется: 

1. Оксид калия; 
2. Пероксид калия; 
3. Супероксид калия; 
4. Озонид калия 

Задание 5.При внесении солей натрия в пламя оно приобретает окраску: 

1. Фиолетовую; 
2. Желтую; 
3. Небесно-голубую; 
4. Малиновую

Ответы: 1. — 6; 2. — 1; 3. — 2; 4. — 3; 5. — 2.

Характерные химические свойства щелочных металлов

• •Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs.
• •Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.
• •Практически все соли растворимы в воде.
• •Низкие температуры плавления,
• •Малые значения плотностей,

•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.

1. 
2. 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ­
3. 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 ­

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:

1. 2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогениды)
2. 2Na + S → Na 2 S (сульфиды)
3. 2Na + H 2 → 2NaH (гидриды)
4. 6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриды)
5. 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):

2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2

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

2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2 ;

2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2 ;

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

• Li + – карминово-красный
• Na + – желтый
• K + , Rb + и Cs + – фиолетовый

Получение щелочных металлов

1. 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:
2. 2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C; 4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4 .
3. Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).
4. 

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:
• Li 3 N + 3 H 2 O = 3 LiOH + NH 3 ;
• Na 2 O 2 + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 O 2 ;
• K 2 O 4 + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 O 2 + O 2 .
• Для регенерации воздуха на подводных лодках и космических кораблях, в изолирующих противогазах и дыхательных аппаратах боевых пловцов (подводных диверсантов) использовалась смесь «оксон»:
• Na 2 O 2 +CO 2 =Na 2 CO 3 +0,5O 2 ;
• K 2 O 4 + CO 2 = K 2 CO 3 + 1,5 O 2 .
• В настоящее время это стандартная начинка регенерирующих патронов изолирующих противогазов для пожарных. Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя гидриды:
• 2Li+H 2 =2LiH.
• Гидрид лития используется как сильный восстановитель.
• Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:
• SiO 2 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +H 2 O.
• 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.

Щелочные металлы

Чтобы поделиться, нажимайте

К щелочным металлам относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. В периодической системе они расположены в главной подгруппе I группы. Все щелочные металлы имеют один s-электрон на внешнем электронном слое, который при химических реакциях легко теряют, проявляя степень окисления +1.

Поэтому щелочные металлы являются сильными восстановителями. Радиусы их атомов возрастают от лития к францию. Электрон внешнего слоя с возрастанием радиуса атома находится все дальше от ядра, силы притяжения ослабевают и, следовательно, увеличивается способность к отдаче этого электрона, т. е. химическая активность.

В электрохимическом ряду напряжений металлов все щелочные металлы стоят левее водорода.

Это типичные металлы, в твердом состоянии хорошо проводят электрический ток. Они легкоплавки, быстро окисляются на воздухе, поэтому их хранят без доступа воздуха и влаги, чаще всего под керосином. Щелочные металлы образуют соединения с преимущественно ионной связью.

Оксиды щелочных металлов – твердые гигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуются гидроксиды – твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочных металлов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде.

Химические свойства щелочных металлов

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2­

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2­

 2.      Реакция щелочных металлов с кислородом:

• 4Li + O2 → 2Li2O (оксид лития)
• 2Na + O2 → Na2O2 ( пероксид натрия)
• K + O2 → KO2  (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:

1. 2Li + Cl2 → 2LiCl (галогениды)
2. 2Na + S → Na2S (сульфиды)
3. 2Na + H2 → 2NaH (гидриды)
4. 6Li + N2 → 2Li3N (нитриды)
5. 2Li + 2C → Li2C2 (карбиды)

4.      Реакция щелочных металлов с кислотами

(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2­

5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком

(образуется амид натрия):

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

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

2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2;

2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2;

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

• Li+ – карминово-красный
• Na+ – желтый
• K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый
• 

2.2.1. Характерные химические свойства щелочных металлов

Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева,  т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s-подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:

М0 – 1 e → М+1

Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.

Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.

Взаимодействие щелочных металлов  с неметаллами

с кислородом

• Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.
• Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:
• 4Li + O2 = 2Li2O
• Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na2O2:
• 2Na + O2 = Na2O2,
• а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO2:
• K + O2  = KO2
• Rb + O2  = RbO2

с галогенами

1. Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:
2. 2Li + Br2 = 2LiBr бромид лития
3. 2Na + I2 = 2NaI иодид натрия
4. 2K + Cl2 = 2KCl хлорид калия

с азотом

• Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:
• 6Li + N2 = 2Li3N нитрид лития
• 6K + N2 = 2K3N нитрид калия

с фосфором

1. Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:
2. 3Na + P = Na3Р фосфид натрия
3. 3K + P = K3Р фосфид калия

с водородом

• Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:
• Н2 + 2K = 2KН-1 гидрид калия
• Н2 + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия

с серой

1. Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:
2. S + 2K = K2S сульфид калия
3. S + 2Na = Na2S сульфид натрия
4. Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

с водой

• Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:
• 2HOH + 2Na = 2NaOH + H2↑
• 2K + 2HOH = 2KOH + H2↑
• Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

2Na + 2C2H5Cl → 2NaCl + C4H10

2Na + 2C6H5Br →  2NaBr + C6H5–C6H5

со спиртами и фенолами

1. ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:
2. 2CH3OH + 2К = 2CH3OК + H2↑
3. метилат калия
4. 2C6H5OH + 2Na  = 2C6H5ONa + H2
5. фенолят натрия

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.