Какие металлы щелочные – Щелочные металлы

Плотность металлов с увеличением номера увеличивается, а вот плавить их становится все проще, если металлы находятся внизу группы.

Получение щелочных металлов

Обычно щелочные металлы получают с помощью электролиза, однако два металла щелочно-земельных — стронций и барий, получают, используя алюмотермический метод.

Химические свойства

Как мы уже сказали, эти металлы являются очень активными, они также отличные восстановители. Встречаются в виде соединений, в которых главной будет ионная связь.

Как правило, всегда они образуют устойчивые соединения. Основные реакции и дополнительные свойства щелочных металлов приведены в таблице:

Итак, вы теперь, пользуясь списком и таблицей, а также периодической системой Менделеева, сможете многое рассказать про щелочные металлы.

Посмотреть как выглядят щелочные металлы можно здесь. Там также есть список и приведены реакции связи с водой, серой, с кислотами, солями и галогенами.

novstudent.ru

Щелочные металлы

Структура внешних электронных слоев в атомах элементов I группы позволяет прежде всего предполагать отсутствие у них тенденции к при­соединению электронов. С другой стороны, от­дача единственного внешнего электрона, каза­лось бы, должна происходить весьма легко и вести к образованию устойчивых одновалент­ных катионов рассматриваемых элементов.

Как показывает опыт, предположения эти в полной мере оправдываются только применительно к элементам левого столбца (Li, Na, К и аналогам). Для меди и ее аналогов они верны лишь, наполовину: в смысле отсутствия у них тенденции к присоединению электронов. Вместе с тем их наиболее удаленный от ядра 18-электронный слой оказывается еще не вполне закрепленным и при определённых условиях способен к частичной потере электронов. Последнее обусловливает возможность существования на ряду с одновалентными С

Подобное расхождение выведенных из атомных моделей предположений н результатов опыта показывает, что рассмотрение свойств элементов на основе только электронных структур атомов и без учета остальных особенностей не всегда достаточно для химической характеристики этих элементов даже в самых грубых чертах.

Щелочные металлы.

Применяемое к элементам ряда Li—Cs название щелочные металлы связано с тем, что их гидроокиси являются сильными щелочами. Натрий и калий относятся к наиболее распространенным элементам, составляя соответственно 2,0 и 1,1% от общего числа атомов земной коры. Содержание в ней лития(0,02%), рубидия

Распространённость:

В природе встречаются только соединения щелочных металлов. Натрий и калий являются постоянными составными частями многих сили­катов. Из отдельных минералов натрия важнейший — поваренная соль (NaCl) входит в состав морской воды и на отдельных участках земной поверхности образует под слоем наносных пород громадные залежи каменной соли. Верхние слои подобных залежей иногда содержат скопления солей калия в виде пластов сильвинита (mKCl∙nNaCl), карналлита (КСl • MgCl₂ • 6Н₂О) и др., служащие основным источником получения соединений этого элемента. Имеющих промышленное значение природных скоплений калийных солей известно лишь немного. Для лития известен ряд минералов, но скопления их редки. Рубидий и цезий встречаются почти исключительно в виде примесей к калию. Следы франция всегда содержатся в урановых рудах. Минералами лития являются, например, сподумен [LiAl(SiO₃)₂] и лепидолит {Li₂KAl [Si₄O₁₀(F, OH)2]}. Часть калия в последнем из них иногда бывает за­мещена на рубидий. То же относится к карналлиту, который может служить хорошим источником получения рубидия. Для технологии цезия наиболее важен сравнительно редкий минерал поллуцит — CsAI(SiO₃)₂.

Получение:

В свободном состоянии щелочные металлы могут быть выделены электролизом их расплавленных хлористых солей. Основное практическое значение имеет натрий, ежегодная мировая выработка которого составляет более 200 тыс. т.Схема установки для его получения электролизом расплавленного NaCl показана ниже. Ванна состоит из стального кожуха с шамотной футеровкой, графитовым анодом (А) и кольцевым железным катодом (К), между которыми расположена сетчатая диафрагма. Электролитом обычно служит не чистый NaCl (т. пл. 800 ℃), а более легкоплавкая смесь из приблизительно 40% NaCl и 60% СаСl₂, что дает возможность работать при температурах около 580 °С. Собирающийся в верхней части кольцевого катодного пространства и переходящий в сборник металлический натрий содержит небольшую (до 5%) примесь кальция, который затем почти полностью выделяется (растворимость Са в жидком натрии при температуре его плавления равна лишь 0,01%). По мере хода электролиза в ванну добавляют NaCl. Расход электроэнергии составляет около 15 кВт • ч на 1 кг Na.

2NaCl→ 2Na+Cl₂

Это интересно:

До введения в практику электролитического метода металлический натрий получали накаливанием соды с углем по реакции:

Na₂CO₃+2C+244ккал→2Na+3CO

Выработка металлических К и Li несравненно меньше, чем натрия. Литий получают электролизом расплава LiCl + КСl, а калий—действием паров натрия на расплав КСl, поступающий противотоком к ним в специальных дистилляционных колоннах (из верхней части которых выходят пары калия). Рубидий и цезий в больших масштабах почти не добываются. Дли получении небольших количеств этих металлов удобно пользоваться нагреванием в вакууме их хлоридов с металлическим кальцием.

KCl+Na→NaCl+K

2LiCl→2Li+Cl₂

Физический свойства:

При отсутствии воздуха литий и его аналоги представляют собой серебристо-белые (за исключением желтоватого цезия) вещества с более или менее сильным металлическим блеском. Все щелочные металлы характеризуются небольшими плотностями, малой твердостью, низкими температурами плавления и кипения и хорошей электропроводностью. Их важнейшие константы сопоставлены ниже:

Благодаря малой плотности Li, Na и К всплывают на воде (Li — даже на керосине). Щелочные металлы легко режутся ножом, а твердость наиболее мягкого из них — цезия — не превышает твердость воска. Несветящееся пламя газовой горелки щелочные металлы и их летучие соединения окрашивают в характерные цвета, из которых наиболее интенсивен присущий натрию ярко-желтый.

Это интересно:

Внешне проявляющееся в виде окрашивания пламени испускания нагретыми атомами щелочных металлов световых лучей обусловлено перескоком электронов с более высоких на более низкие энергетические уровни. Например, характерная желтая линия спектра натрия  возникает при перескоке электрона с уровня 3р на уровень 3s. Очевидно, что для возможности такого перескока необходимо предварительное возбуждение атома, т. е. перевод одного или нескольких его электронов на более высокий энергетический уровень. В рассматриваемом случае возбуждение достигается за счет теплоты пламени (и требует затраты 48 ккал/г-атом), вообще же оно может последовать в результате сообщения атому энергии различных видов. Другие щелочные металлы вызывают появление следующих окрасок пламени: Li — карминово-красной, К—фиолетовый, Rb — синевато-красной, Cs — синей.

Спектр люминесценции ночного неба показывает постоянное наличие в ней желтого излучения натрия. Высота места его возникновения оценивается в 200—300 км.Т. е. атмосфера на этих высотах содержит атомы натрия (конечно, в ничтожных количествах). Возникновение излучения описывается рядом элементарных процессов (звездочкой показано возбужденное состояние; М —любая третья частица — О₂, О⁰, N₂ и др.): Na + О⁰ + М = NaO + М*, затем NaO + О=О₂+ Na* и, наконец, Na*= Na +λν.

Хранить натрий и калий следует в плотно закрытых сосудах под слоем сухого и нейтрального керосина. Недопустим их контакт с кислотами, водой, хлорированными органическими соединениями и твердой двуокисью углерода. Нельзя накапливать мелкие обрезки калия, которые окисляются особенно легко (из-за своей относительно большой поверхности). Неиспользованные остатки калия и натрия при малых количествах уничтожают взаимодействием с избытком спирта, при больших — сжи­ганием на углях костра. Загоревшиеся в помещении щелочные металлы лучше всего тушить, засыпая сухим порошком кальцинированной соды.

Химические свойства:

С химической стороны литий и его аналоги являются исключительно реакционноспособными металлами (причем активность их по направлению от Li к Cs обычно возрастает). Во всех соединениях щелочные металлы одновалентны. Располагаясь в крайней левой части ряда напряжений, они энергично взаимодействуют с водой по схеме:

2Э + 2H₂O = 2ЭОН +H₂↑

При реакции с Li и Na выделение водорода не сопровождается его воспламенением, у К оно уже происходит, а у Rb и Cs взаимодействие протекает со взрывом.

·        В соприкосновении с воздухом свежие разрезы Na и К (в меньшей степени и Li) тотчас покрываются рыхлой пленкой продуктов окисле­ния. Ввиду этого Na и К хранят обычно под керосином. Нагретые на воздухе Na и К легко загораются, а рубидий и цезий самовоспламе­няются уже при обычной температуре.

4Э+O₂→2Э₂O (для лития)

2Э+O₂ →Э₂O₂(для натрия)

Э+O₂→ЭO₂(для калия, рубидия и цезия)

Практическое применение находит главным образом перекись натрия (Na₂0₂). Технически ее получают окислением при 350°С распыленного металлического натрия:

2Na+O₂→Na₂O₂+122ккал

·        Расплавы простых веществ способны соединяться с аммиаком, с образованием амидов и имидов, сольватов:

2Na_{расплав}+2NH₃→2NaNH₂+H₂↑ (амид натрия)

2Na_{расплав}+NH₃→Na₂ NH+H₂↑ (имид натрия)

Na_{расплав}+6NH₃ →[Na(NH₃)₆ ] (сольват натрия)

При взаимодействии пероксидов с водой происходит реакция:

2Э₂O₂+2H₂O=4ЭOH+O₂↑

Взаимодействие Na₂O₂ с водой сопровождается гидролизом:

Na₂O₂+2H₂O→2NaOH + H₂O₂+34 ккал

Это интересно:

 Взаимодействие Na₂O₂с двуокисью углерода по схеме

2Na₂O₂+ 2CO₂=2Na₂CO₃+O₂↑+111 ккал

служит основой применения перекиси натрия как источника кислорода в изолирующих противогазах и на подводных лодках. Чистая или содержащая различные добавки (например, хлорной извести с примесью солей Ni или Сu) перекись натрия носит техническое название «оксилит». Смешанные препараты оксилита особенно удобны для получения кислорода, который выделяется ими под действием воды. Спрессованный в кубики оксилит может быть использован для получения равномерного тока кислорода в обычном аппарате для получения газов.

Na₂O₂+H₂O=2NaOH+O⁰(выделяется атомарный кислород, вследствие распада перекиси водорода).

Надперекись калия (КО₂) нередко вводится в состав оксилита. Его взаимодействие с двуокисью углерода идет в этом случае по суммарномууравнению:

Na₂O₂ + 2KO₂ + 2СO₂ = Na₂ CO₃ +K₂CO₃+ 2O₂+ 100 ккал, т. е. двуокись углерода заменяется равным объемом кислорода.

·        Способны образовывать озониды. Образование озонида калия-KO₃ идёт по уравнению:

4КОН+3O₃= 4КO₃+ O₂+2H₂O

Он представляет собой красное кристаллическое вещество и является сильнейшим окислителем. При хранении KO₃ медленно распадается по уравнению 2NaO₃→2NaO₂+O₂+11 ккал  уже в обычных условиях. Водой он мгновенно разлагается по суммарной схеме 4KO₃+2H₂O=4KOH+5O₂

·        Способны реагировать с водородом, с образованием ионных гидридов, по общей схеме:

2Na+H₂→2NaH

Взаимодействие водорода с нагретыми щелочными металлами идет медленнее, чем с щелочноземельными. В случае Li требуется нагревание до 700—800 °С, тогда как его аналоги взаимодействуют уже при 350—400 °С. Гидриды щелочных металлов являются очень сильными восстановителями. Окисление их кислородом воздуха в сухом состоянии идет сравнительно медленно, но в присутствии влаги процесс настолько ускоряется, что может привести к самовоспла­менению гидрида. Особенно это относится к гидридам К, Rb и Cs. С водой происходит бурная реакция по схеме:

 ЭН+ H₂O= H₂+ЭОН

ЭH+O₂→2ЭOH

При взаимодействии NaH или КН с двуокисью углерода образуется соответствующая соль муравьиной кислоты:

NaH+CO₂→HCOONa

Способны образовывать комплексы:

NaH+AlCl₃→NaAlH₄+3NaCl (алланат натрия)

NaAlH₄ → NaH+AlH₃

NaH+CuO=NaOH+Cu

Нормальные оксиды щелочных металлов (за исключением Li₂0) могут быть получены только косвенным путем. Они представляют собой твердые вещества следующих цветов:

Na₂O+2HCl=2NaCl+H₂O

Гидроокиси (ЭОН) щелочных металлов представляют собой бес­цветные, очень гигроскопичные вещества, разъедающие большинство соприкасающихся с ними материалов. Отсюда их иногда употребляемое в практике название — едкие щелочи. При действии щелочей кожа человеческого тела сильно разбухает и становится скользкой; при более продолжительном действии образуется очень болезненный глубокий ожог. Особенно опасны едкие щелочи для глаз (работать рекомен­дуется в защитных очках). Попавшую на руки или платье щелочь следует тотчас же смыть водой, затем смочить пораженное место очень разбавленным раствором какой- либо кислоты и вновь промыть водой.

 Все они сравнительно легкоплавки и летучи без разложения (кроме отщепляющей воду LiOH).Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизомконцентрированного водного раствора поваренной соли:

2NaCl+2H₂O→2NaOH+Cl₂↑  +H₂↑

_Ø   Являются типичными основаниями:

NaOH+HCl=NaCl+H₂O

2NaOH+CO₂=Na₂ CO₃+H₂O

2NaOH+2NO₂=NaNO₃+NaNO₂+H₂O

Ø Способны образовывать комплексы:

NaOH+ZnCl₂= (ZnOH)Cl+NaCl

2Al+2NaOH+6H₂O=2Na[Al(OH)₄]+3H₂

Al₂O₃+ 6NaOH= 2Na₃ AlO₃+3H₂O

Al(OH)₃+NaOH=Na[Al(OH)₄]

Ø Способны реагировать с неметаллами:

Cl₂+2KOH=KCl+KClO+H₂O(реакция идёт без нагреванием)

Cl₂+6KOH=5KCl+KClO₃+3H₂O (реакция идёт с нагреванием)

3S+6NaOH=2Na₂ S+Na₂SO₃+3H₂O

Ø Применяются в органическом синтезе (в частности гидроксид калия и натрия, в примерах указан гидроксид натрия):

NaOH+C₂H₅Cl=NaCl+C₂H₄ (метод получения алкенов, этилена (этена) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия.

NaOH+C₂H₅Cl=NaCl+C₂H₅OH (метод получения спиртов, этанола в данном случае), использовался водный раствор гидроксида натрия.

2NaOH+C₂H₅Cl=2NaCl+C₂H₂+H₂O (метод получения алкинов, ацетилена (этина) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия.

C₆H₅OH (фенол) +NaOH= C₆ H₅ONa+H₂O

NaOH(+CaO)+CH₃COONa→Na₂CO₃CH₄(один из способов получения метана)

 Ø Надо знать разложение нескольких солей:

2KNO₃→2KNO₂+O₂

4KClO_3→KCl+3KClO₄

2KClO_3→KCl+3O₂

4Na₂SO₃→Na₂S+3Na₂SO₄

Примечательно то, что разложение нитратов идет примерно в диапазоне 450-600 ℃, далее они плавятся без разложения, но при достижении примерно 1000- 1500 ℃ идет разложение по схеме:

4LiNO₂→2Li₂O+4NO+O₂↑

Это интересно:

K₄[Fe(CN)₆]+FeCl₃=KFe[Fe(CN)₆]+3KCl(качественная реакция на Fe3+)

3K₄[Fe(CN)₆]+4FeCl₃=Fe₄[Fe(CN)₆]₃+12KCl

Na₂O₂+2H₂O=2NaOH+H₂O₂

4NaO₂+2H₂O=4NaOH+ 3O₂

4NaO₃+2H₂O=4NaOH+5O₂ (реакцияозониданатриясводой)

2NaO_3→2NaO₂+O₂(Распад происходит при различных температурах, например: распад озонида натрия при -10°C, озонида цезия при +100°C)

NaNH₂+H₂O→ NaOH+NH₃↑

Na₂NH+2H₂O→ 2NaOH+NH₃↑

Na₃N+3H₂O→3NaOH+NH₃

KNO₂+2Al+KOH+5H₂O→2K[Al(OH)₄ ]+NH₃↑

2NaI + Na₂O₂ + 2H₂SO₄→I₂↓+ 2Na₂SO₄ + 2H₂O

Fe₃O₄+4NaH=4NaOH+3Fe

5NaN₃+NaNO₃→8N₂↑+3Na₂O

Применение:

Натрием широко пользуются при синтезах органических соединений и отчасти для получения некоторых его производных. В ядерной технике он используется как теплоноситель.

Литий имеет совершенно исключительное значение для термоядерной техники. В резиновой промышленности он используется при выработке искусственного каучука (как катализатор полимеризации), в металлургии — как ценная присадка к некоторым другим металлам и сплавам. Например, присадка лишь сотых долей процента лития сильно повышает твердость алюминия и его сплавов, а присадка 0,4% лития к свинцу почти в три раза повышает его твердость, не ухудшая сопротивления на изгиб. Имеются указания на то, что подобная же присадка цезия сильно улучшает механические свойства магния и предохраняет его от коррозии, однако такое его использование. Гидрид натрия используется иногда в металлургии для выделения редких металлов из их соединений. Его 2%-ный раствор в расплавленном NaOH находит применение для снятия окалины со стальных изделий (после минутного выдерживания в нем горячее изделие погружают в воду, причем восстановившаяся по уравнению

Fe₃O₄+4NaH = 4NaOH + 3Fe (окалина отпадает).

Принципиальная схема заводской установки для получения соды по амми­ачному методу (Сольвэ, 1863 г.).

В печи (Л) идет обжиг известняка, причем образующаяся СO₂ поступает в карбонизационную башню (Б), а СаО гасится водой (В), после чего Ca(OH)₂ перекачивают в смеситель (Г), где она встречается с NH₄Cl, при этом выделяется аммиак. Последний поступает в абсорбер (Д)и насыщает там крепкий раствор NaCl, который затем перекачивают в карбонизационную башню, где при взаимодействии с СО₂ образуются NaHCO₃ и NH₄Cl. Первая соль почти полностью осаждается и задерживается на вакуум-фильтре (Е), а вторую вновь перека­чивают в смеситель (Г). Таким образом все время расходуются NaCl и известняк, а полу­чаются NaHCO₃ и CaCl₂(последний — в виде отброса производства). Бикарбонат натрия пе­реводят затем нагреванием в соду.

Автор статьи: Каштанов Артём Денисович

Редактор: Харламова Галина Николаевна

www.teslalab.ru

Щелочные металлы — Знаешь как

Содержание статьи

В группу щелочных металлов входит следующий ряд металлов; литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. Они находятся в главной подгруппе I группы периодической системы.
Все эти металлы сходны в том отношении, что на внешнем электронном слое их имеется один электрон (табл. 18)/.
Щелочные металлы относятся к числу s-элементов. Электрон внешнего электронного слоя атома щелочного металла по сравнению с другими элементами того же периода наиболее удален от ядра, т. е. радиус атома щелочного металла наибольший по сравнению с радиусами атомов других элементов того же периода. В связи

с этим валентный электрон внешнего слоя атомов щелочных металлов легко отрывается, превращая их в положительные однозарядные ионы. Этим обусловлено то, что соединения щелочных металлов с другими элементами построены по типу ионной связи.

В окислительно-восстановительных реакциях щелочные металлы ведут себя как сильные восстановители, и эта способность возрастает от металла к металлу с увеличением заряда ядра атома.

Среди металлов щелочные металлы проявляют наиболее высокую химическую активность. В ряду напряжений все щелочные металлы располагаются в начале ряда. Электрон внешнего электронного слоя является единственным валентным электроном, поэтому щелочные металлы в любых соединениях одновалентны. Степень окисления щелочных металлов обычно +1.
Физические свойства щелочных металлов приведены в табл. 19.

Типичными представителями щелочных металлов являются натрий и калий.
■ 26. Составьте общую характеристику щелочных металлов по следующему плану:
а) сходство и различие в строении атомов щелочных металлов;
б) особенности поведения щелочных металлов в окислительно-восстановительных реакциях;
в) тип кристаллической решетки в соединениях щелочных металлов;
г) особенности изменения физических свойств металлов в зависимости от радиуса атома. (См. Ответ)

Натрий

Электронная конфигурация атома натрия ls²2s²2p⁶3s¹. Структура его внешнего слоя:

Натрий встречается в природе только в виде солей. Наиболее распространенной солью натрия является поваренная соль NaCl, а также минерал сильвинит КCl · NaCl и некоторые сернокислые соли, например глауберова соль Na2SO4 · 10h3O, встречающаяся в больших количествах в заливе Каспийского моря Кара-Богаз-Гол.
Из поваренной соли NaCl металлический натрий получают путем электролиза расплава этой соли. Установка для электролиза изображена на рис. 76. В расплавленную соль опускают электроды. Анодное и катодное пространство разделено диафрагмой, которая изолирует образующийся хлор от натрия, чтобы не произошло обратной реакции. Положительный ион натрия принимает с катода электрон и превращается в нейтральный атом натрия. Нейтральные атомы натрия собираются на катоде в виде расплавленного металла. Происходящий на катоде процесс можно изобразить следующей схемой:
Na⁺ +  Na⁰.
Поскольку на катоде происходит принятие электронов, а всякое принятие электронов атомом или ионом является восстановлением, то ионы натрия на катоде восстанавливаются. На аноде ионы хлора отдают электроны, т. е. происходит процесс окисления и выделение свободного

газообразного хлора, что можно изобразить следующей схемой:

Cl^— — е^— → Cl⁰

Полученный металлический натрий имеет серебристо-белый цвет, легко режется ножом. Срез у натрия, если его рассмотреть сразу после разреза, имеет яркий металлический блеск, но быстро тускнеет вследствие крайне быстрого окисления металла.

Рис. 76. Схема установки для электролиза расплава поваренной соли. 1 — кольцевой катод; 2 — колокол для выведения газообразного хлора из анодного пространства

Если натрий окислять в небольшом количестве кислорода при температуре около 180°, то получается окись натрия:
4Na + О2 = 2Na2O.
При горении в кислороде получается перекись натрия:
2Na + O2 = Na2O2.
При этом натрий сгорает ослепительно желтым пламенем.
В связи с легкой и быстрой окисляемостью натрия его хранят под слоем керосина или парафина, причем парафин предпочтительнее, так как в керосине все же растворяется некоторое количество воздуха и окисление натрия хотя и медленно, но все же происходит.

Натрий может давать соединение с водородом — гидрид NaH, в котором водород проявляет степень окисления — 1. Это солеподобное соединение, которое по характеру химической связи и величине степени окисления отличается от летучих гидридов элементов главных подгрупп IV—VII группы.
Металлический натрий может реагировать не только с кислородом и водородом, но и с многими простыми и сложными веществами. Например, при растирании в ступке с серой натрий бурно реагирует с ней, образуя сульфид натрия:
2Na + S = Na2S

Реакция сопровождается вспышками, поэтому ступку нужно держать подальше от глаз и обернуть руку полотенцем. Для реакции следует брать небольшие кусочки натрия.
Натрий энергично сгорает в хлоре с образованием хлорида натрия, что особенно хорошо наблюдать в хлор-кальциевой трубке, в которой через расплавленный и сильно разогретый натрий пропускают ток хлора:
2Na + Сl2 = 2NaCl
Натрий реагирует не только с простыми, но и со сложными веществами, например с водой, вытесняя из нее водород, так как является весьма активным металлом, в ряду напряжений стоит намного левее водорода и легко вытесняет последний из воды:
2Na + 2Н2O = 2NaOH + h3
Загоревшийся щелочной металл нельзя тушить водой. Лучше всего засыпать его порошком кальцинированной соды. В присутствии натрия бесцветное пламя газовой горелки окрашивается в желтый цвет.
Металлический натрий можно использовать как катализатор в органическом синтезе, например при производстве синтетического каучука из бутадиена. Он служит исходным веществом для получения других соединений натрия, например перекиси натрия.

■ 27. Докажите с помощью приведенных в тексте уравнений реакций с участием металлического натрия, что он ведет себя как восстановитель. (См. Ответ)

28. Почему натрий нельзя хранить на воздухе?

29. Ученик опустил в раствор сульфата меди кусочек натрия, надеясь вытеснить из соли металлическую медь. Вместо металла красного цвета получился студенистый голубой осадок. Опишите происшедшие реакции и напишите их уравнения в молекулярной и ионной формах. Как следовало изменить условия реакции, чтобы реакция привела к желаемому результату? Уравнения напишите в молекулярной, полной и сокращенной ионной формах.
30. В сосуд с 45 мл воды поместили 2,3 г металлического натрия. Какова концентрация раствора едкого натра, образовавшегося по окончании реакции.
31. Какие средства можно применять при тушении загоревшегося натрия? Дайте обоснованный ответ. (См. Ответ)

Кислородные соединения натрия. Едкий натр

Кислородными соединениями натрия, как уже было сказано, являются окись натрия Na2O и перекись натрия Na2O2.
Окись натрия Na2O особого значения не имеет. Она энергично реагирует с водой, образуя едкий натр:
Na2O + Н2O = 2NaOH
Перекись натрия Na202 — желтоватый порошок. Ее можно рассматривать как своеобразную соль перекиси водорода, ибо структура ее такая же, как у Н2O2. Как и перекись водорода, перекись натрия является сильнейшим окислителем. При действии воды она образует щелочь и перекись водорода:
Na2O2 + Н2O = Н2O2 + 2NaOH
Перекись водорода образуется и при действии разбавленных кислот на перекись натрия:
Na2O2 + h3SO4 = Н2O2 + Na2SO4
Все указанные выше свойства перекиси натрия позволяют использовать ее для отбелки все возможных материалов.

Рис. 77. Схема установки для электролиза раствора поваренной соли. 1 — анод; 2 — диафрагма, разделяющее анодное и катодное пространство; 3 —катод

Очень важным соединением натрия является гидроокись натрия, или едкий натр, NaOH. Его называют также каустической содой, или просто каустиком.
Для получения едкого натра используют поваренную соль — наиболее дешевое природное соединение натрия, подвергая ее электролизу, но в этом случае применяют не расплав, а раствор соли (рис. 77). Описание процесса электролиза раствора поваренной соли см. § 33. На рис. 77 показано, что анодное и катодное пространство разделено диафрагмой. Это сделано с той целью, чтобы образующиеся продукты не вступали между собой во взаимодействие, например Сl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + Н2O.

Едкий натр — твердое кристаллическое вещество белого цвета, прекрасно растворимое в воде. При растворении едкого натра в воде выделяется большое количество тепла и раствор сильно разогревается. Едкий натр необходимо хранить в хорошо закупоренных сосудах, чтобы предохранить его от проникновения водяных паров, под действием которых он может сильно увлажниться, а также двуокиси углерода, под действием которой едкий натр может постепенно превратиться в карбонат натрия:
2NaOH + СO2 = Na2CO3+ Н2O.
Едкий натр—типичная щелочь, поэтому меры предосторожности при работе с ним такие же, как и при работе с любыми другими щелочами.
Едкий натр применяется во многих отраслях промышленности, например для очистки нефтепродуктов, производства мыла из жиров, в бумажной промышленности, в производстве искусственного волокна и красителей, производстве медикаментов и др. (рис. 78).

• Запишите в тетрадь области применения едкого натра.

Из солей натрия следует отметить в первую очередь поваренную соль NaCl, которая служит основным сырьем для получения едкого натра и металлического натрия (подробно об этой соли см. стр. 164), соду Na2CO3 (см. стр. 278), сульфат натрия Na2SO4 (см. стр. 224), нитрат натрия NaNO3 (см. стр. 250) и др.

Рис. 78. Применение едкого натра

■ 32. Опишите способ получения едкого натра электролизом поваренной соли. (См. Ответ)
33. Едкий натр можно получить действием на карбонат натрия гашеной известью. Составьте молекулярную и ионные формы уравнения этой реакции, а также рассчитайте, сколько соды, содержащей 95% карбоната, потребуется для получения 40 кг едкого натра.
34. Почему при хранении раствора едкого натра в склянках с притертыми пробками пробки «заедают» и их нельзя вынуть? Если же в течение некоторого срока подержать склянку опрокинутой в воду, то пробка свободно вынимается. Объясните, приведя уравнения реакций, что за процессы имеют место в данном случае.
35. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионных формах, характеризующих свойства едкого натра как типичной щелочи.
36. Какие меры предосторожности следует соблюдать при работе с едким натром? Какие меры первой помощи следует оказать при ожогах едким натром? (См. Ответ)

Калий

Калий К — также довольно распространенный щелочной металл, отличающийся от натрия величиной атомного радиуса (четвертый период) и потому обладающий большей химической активностью, чем натрий. Электронная конфигурация атома калия 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹.
Структура его внешнего электронного слоя

Калий — мягкий металл, который хорошо режется ножом. Во избежание окисления его, как и натрий, хранят под слоем керосина.
С водой калий реагирует еще более бурно, чем натрий, с образованием щелочи и с выделением водорода, который загорается:
2К + 2Н2O = 2КОН + Н2.
При сжигании в кислороде (при этом для сжигания рекомендуется брать еще более мелкие кусочки металла, чем для сжигания натрия) он, подобно натрию, сгорает очень энергично с образованием перекиси калия.
Следует отметить, что в обращении калий гораздо опаснее натрия. Сильный взрыв может произойти даже при разрезании калия, поэтому обращаться с ним нужно еще осторожнее.
Гидроокись калия, или едкое кали КОН — белое кристаллическое вещество. Едкое кали во всех отношениях сходно с едким натром. Они широко применяются в мыловаренной промышленности, но его получение обходится несколько дороже, поэтому такого применения, как NaOH, оно не находит.
Соли калия следует отметить особо, так как некоторые из них широко используются в качестве удобрения. Таковы хлорид калия КСl, нитрат калия KNO3, который является также азотным удобрением.

■ 37. Чем объяснить то, что едкое кали химически активнее едкого натра? (См. Ответ)
38. В кристаллизатор с водой опустили кусочек калия. После того как реакция закончилась, туда же поместили немного гидроокиси цинка в виде белого студенистого осадка. Осадок исчез, а при испытании раствора фенолфталеином последний окрасился в малиновый цвет. Какие химические процессы здесь произошли?
Какие вещества находятся в растворе? Дайте обоснованный ответ.
39. Почему калий, как и все щелочные металлы, относят к семейству s-элементов? (См. Ответ)

33

32 34

znaesh-kak.com

Щелочные металлы — Госстандарт

Элементы первой группы периодической системы характеризуются прежде всего одинаковым строением внешнего электронного слоя атомов, в котором у всех членов группы содержится только один электрон. Но второй снаружи электронный слой у отдельных элементов группы построен различно. Это обстоятельство оказывает большое влияние на свойства соответствующих элементов и вызывает деление группы на две подгруппы — главную и побочную. Главную подгруппу образуют типические элементы — литий и натрий исходные с ними по строению атомов элементы четных рядов больших периодов — калий, рубидий и цезий, содержащие в предпоследнем слое восемь электронов. К побочной подгруппе относятся элементы нечетных рядов больших периодов — медь, серебро и золото, с восемнадцатью электронами в предпоследнем слое.

Название «щелочные «металлы» присвоено элементам главной подгруппы первой группы ввиду того, что гидроокиси двух главных представителей этой группы — лития, натрия и калия — издавна были известны под названием «щелочей». Из этих щелочей, подвергая их в расплавленном состоянии электролизу, Дэви в 1807 г. впервые получил свободные калий и натрий. Имея в наружном слое только один электрон, удаленный от ядра на значительное расстояние, атомы щелочных металлов чрезвычайно легко отдают его, превращаясь в положительные однозарядные ионы с устойчивой оболочкой соответствующего инертного газа.

Поэтому щелочные металлы являются наиболее типичными представителями металлов. Все металлические свойства выражены у них особенно резко.

Щелочные металлы совершенно не способны присоединять электроны.

Одинаковое строение не только наружного, но и предпоследнего электронного слоя обусловливает большое сходство щелочных металлов друг с другом. Но в то же время увеличение заряда ядра и общего числа электронов в атоме при переходе от лития к цезию создает некоторые качественные различия между отдельными членами группы. Как и в других группах, эти различия проявляются главным образом в более легкой отдаче валентных электронов и усилении металлических свойств с возрастанием порядкового номера.

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).

Таблица 1. Некоторые свойства щелочных металлов

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 [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 MgCl₂6H₂O, полигалит K₂SO₄ MgSO₄ CaSO₄ 2H₂O.

Щелочные металлы в природе и их применение

Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Натрий и калий принадлежат к наиболее распространенным на земле элементам: содержание натрия в земной коре составляет 2,40, а калия 2,35 вес. %. Оба металла входят в состав различных минералов и горных пород силикатного типа. Хлористый натрий находится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной соли во многих местах земного шара. В верхних слоях этих отложений иногда содержатся довольно значительные количества калия, преимущественно в виде хлористого калия и в виде двойных солей с натрием и магнием. Однако большие скопления калиевых солей, имеющие промышленное значение, встречаются редко.

Залежи натриевой селитры находятся в Чили. Сода содержится в воде многих озер. Наконец, огромные количества сульфата натрия находятся в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря, где эта соль в зимние месяцы толстым слоем осаждается на дно залива.

Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены остальные три щелочных металла: литий, рубидий и цезий.

Чаще других встречается литий, но содержащие его минералы редко образуют большие скопления. Следы лития можно обнаружить в воде многих минеральных источников, в почве, а также в золе некоторых растений, как, например, свеклы, табака, хмеля. Рубидий и цезий содержатся в малых количествах в некоторых литиевых минералах.

Щелочные металлы всегда находятся в соединениях в виде положительно заряженных ионов. Так как атомы щелочных металлов очень легко окисляются, отдавая свои электроны, то ионы их, наоборот, трудно восстанавливаются.

Химические и физические свойства

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 кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О₂^2?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:

Цвет формул кислородного соединения

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

Литий, натрий, калий, рубидий в свободном состоянии серебристо-белые металлы, цезий имеет золотисто-желтый цвет. Все металлы очень мягкие и пластичные. Наибольшей твердостью обладает литий, остальные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.

В кристаллическом состоянии все они имеют объемоцентрированную кристаллическую решетку с металлическим типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло — и электропроводность.

Все щелочные металлы имеют небольшую плотность, самый легкий металл — литий, его плотность составляет всего 0,53 г/см³.

Некоторые физические свойства щелочных металлов приведены в таблице.

Некоторые физические свойства щелочных металлов

Металлы имеют достаточно низкие температуры плавления и кипения, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла понижается.

Все металлы очень активны, поэтому их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.

himiya.gosstandart.info