Щелочные металлы простые вещества. Щелочные металлы и их соединения
Щелочные металлы — общее название элементов 1-й группы периодической системы химических элементов. Ее состав: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr), и гипотетический элемент — унуненний (Uue). Наименование группы произошло от названия растворимых гидроксидов натрия и калия, обладающих реакцией и вкусом щелочи. Рассмотрим общие черты строения атомов элементов, свойства, получение и применение простых веществ.
Устаревшая и новая нумерация группы
По устаревшей системе нумерации щелочные металлы, занимающие крайний слева вертикальный столбец таблицы Менделеева, относятся к I-А группе. В 1989 году в качестве основного Международный химический союз (IUPAC) предложил иной вариант (длиннопериодный). Щелочные металлы в соответствии с новой классификацией и сплошной нумерацией относятся к 1-й группе. Открывает эту совокупность представитель 2-го периода — литий, завершает ее радиоактивный элемент 7-го периода — франций. У всех металлов 1-й группы во внешней оболочке атомов содержится один s-электрон, который они легко отдают (восстанавливаются).
Строение атомов щелочных металлов
Для элементов 1-й группы характерно наличие второго энергетического уровня, повторяющего строение предшествующего инертного газа. У лития на предпоследнем слое — 2, у остальных — по 8 электронов. В химических реакциях атомы легко отдают внешний s-электрон, приобретая энергетически выгодную конфигурацию благородного газа. Элементы 1-й группы обладают малыми величинами энергии ионизации и электроотрицательности (ЭО). Они легко образуют однозарядные положительные ионы. При переходе от лития к францию возрастает количество протонов и электронов, радиус атома. Рубидий, цезий и франций легче отдают внешний электрон, чем предшествующие им в группе элементы. Следовательно, в группе сверху вниз увеличивается восстановительная способность.
Легкая окисляемость щелочных металлов приводит к тому, что элементы 1-й группы существуют в природе в виде соединений своих однозарядных катионов. Содержание в земной коре натрия — 2,0%, калия — 1,1%. Другие элементы в ней находятся в малых количествах, например, запасы франция — 340 г. Хлорид натрия растворен в морской воде, рапе соленых озер и лиманов, образует залежи каменной или поваренной соли. Вместе с галитом встречаются сильвинит NaCl . KCl и сильвин KCl. Полевой шпат образован алюмосиликатом калия K 2 . В воде ряда озер растворен карбонат натрия, а запасы сульфата элемента сосредоточены в акватории Каспийского моря (Кара-Богаз-Гол). Встречаются залежи нитрата натрия в Чили (чилийская селитра). Существует ограниченное число природных соединений лития. В качестве примесей к соединениям элементов 1-й группы встречаются рубидий и цезий, а франций находят в составе урановых руд.
Последовательность открытия щелочных металлов
Британский химик и физик Г. Дэви в 1807 году провел электролиз расплавов щелочей, впервые получив натрий и калий в свободном виде. В 1817 году шведский ученый Иоганн Арфведсон открыл элемент литий в минералах, а в 1825-м Г. Дэви выделил чистый металл. Рубидий был впервые обнаружен в 1861 году Р. Бунзеном и Г. Кирхгофом. Немецкие исследователи анализировали состав алюмосиликатов и получили в спектре красную линию, соответствующую новому элементу. В 1939 году сотрудница Парижского института радиоактивности Маргарита Пере установила существование изотопа франция. Она же дала название элементу в честь своей родины. Унуненний (эка-франций) — предварительное название нового вида атомов с порядковым номером 119. Временно используется химический символ Uue. Исследователи с 1985 года предпринимают попытки синтеза нового элемента, который станет первым в 8-м периоде, седьмым в 1-й группе.
Физические свойства щелочных металлов
Почти все щелочные металлы обладают серебристо-белым цветом и металлическим блеском на свежем срезе (цезий имеет золотисто-желтую окраску). На воздухе блеск тускнеет, появляется серая пленка, на литии — зеленовато-черная. Этот металл обладает наибольшей твердостью среди соседей по группе, но уступает тальку — самому мягкому минералу, открывающему шкалу Мооса. Натрий и калий легко сгибаются, их можно разрезать. Рубидий, цезий и франций в чистом виде представляют тестообразную массу. Плавление щелочных металлов происходит при относительно низкой температуре. Для лития она достигает 180,54 °С. Натрий плавится при температуре 97,86 °С, калий — при 63,51 °С, рубидий — при 39,32 °С, цезий — при 28,44 °С. Плотность щелочных металлов меньше, чем родственных им веществ. Литий плавает в керосине, поднимается на поверхность воды, калий и натрий также всплывают в нем.
Кристаллическое состояние
Кристаллизация щелочных металлов происходит в кубической сингонии (объемно-центрированной). Атомы в ее составе обладают зоной проводимости, на свободные уровни которой могут переходить электроны. Именно эти активные частицы осуществляет особую химическую связь — металлическую. Общность строения энергетических уровней и природа кристаллических решеток объясняют сходство элементов 1-й группы. При переходе от лития к цезию возрастают массы атомов элементов, что приводит к закономерному увеличению плотности, а также к изменению других свойств.
Химические свойства щелочных металлов
Единственный внешний электрон в атомах щелочных металлов слабо притягивается к ядру, поэтому им свойственна низкая энергия ионизации, отрицательное или близкое к нулю сродство к электрону. Элементы 1-й группы, обладая восстановительной активностью, практически не способны окислять. В группе сверху вниз возрастает активность в химических реакциях:
Получение и применение щелочных металлов
Металлы, относящиеся к 1-й группе, в промышленности получают электролизом расплавов их галогенидов и других природных соединений. При разложении под действием электрического тока положительные ионы на катоде присоединяют электроны и восстанавливаются до свободного металла. На противоположном электроде происходит окисление аниона.
При электролизе расплавов гидроксидов на аноде окисляются частицы OH - , выделяется кислород и получается вода. Еще один метод заключается в термическом восстановлении щелочных металлов из расплавов их солей кальцием. Простые вещества и соединения элементов 1-й группы имеют практическое значение. Литий служит сырьем в атомной энергетике, используется в ракетной технике. В металлургии применяется для удаления остатков водорода, азота, кислорода, серы. Гидроксидом дополняют электролит в щелочных аккумуляторах.
Натрий необходим для атомной энергетики, металлургии, органического синтеза. Цезий и рубидий используются при изготовлении фотоэлементов. Широкое применение находят гидроксиды и соли, особенно хлориды, нитраты, сульфаты, карбонаты щелочных металлов. Катионы обладают биологической активностью, особенно важны для организма человека ионы натрия и калия.
Щелочные металлы .
Щелочные металлы — элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева:
литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.
Данные металлы получили название щелочных, потому что большинство их соединений растворимо в воде. По-славянски «выщелачивать» означает «растворять», это и определило название данной группы металлов. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.
Основная характеристика щелочных металлов: В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на новом энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1.
Валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа.
Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).
Далее таблица свойств щелочных металлов:
|
Атомный номер |
Название, символ |
Металлический радиус, нм |
Ионный радиус, нм |
Потенциал ионизации, эВ |
ЭО |
p, г/см³ |
t пл, °C |
t кип, °C |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 3 | Литий Li | 0,152 | 0,078 | 5,32 | 0,98 | 0,53 | 181 | 1347 |
| 11 | Натрий Na | 0,190 | 0,098 | 5,14 | 0,93 | 0,97 | 98 | 883 |
| 19 | Калий K | 0,227 | 0,133 | 4,34 | 0,82 | 0,86 | 64 | 774 |
| 37 | Рубидий Rb | 0,248 | 0,149 | 4,18 | 0,82 | 1,53 | 39 | 688 |
| 55 | Цезий Cs | 0,265 | 0,165 | 3,89 | 0,79 | 1,87 | 28 | 678 |
Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.
Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы.
Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмюсиликата калия K2, аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl . KCl, карналлит KCl . MgCl2 . 6H2O, полигалит K2SO4 . MgSO4 . CaSO4 . 2H2O.
Химические свойства щелочных металлов
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, азоту их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.
1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:
При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.
2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.
Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:
При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:
В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:
Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:
Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О22-и надпероксид-ион O2-.
Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО3. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:
Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:
Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:
При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами.
Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:
При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:
Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):
4. Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:
Получение щелочных металлов
1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:
катод: Li+ + e → Li
анод: 2Cl- — 2e → Cl2
2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:
Катод: Na+ + e → Na
анод: 4OH- — 4e → 2H2O + O2
Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.
Соединения щелочных металлов. Гидроксиды
К щелочным металлам относятся металлы IA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один валентный электрон. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов – ns 1 . В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +1. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон.
Физические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы легкие (обладают небольшой плотностью), очень мягкие (за исключением Li легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу), имеют низкие температуры кипения и плавления (с ростом заряда ядра атома щелочного металла происходит понижение температуры плавления).
В свободном состоянии Li, Na, K и Rb – серебристо-белые металлы, Cs – металл золотисто-желтого цвета.
Щелочные металлы хранят в запаянных ампулах под слоем керосина или вазелинового масла, поскольку они обладают высокой химической активностью.
Щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, что обусловлено наличием металлической связи и объемоцентрированной кристаллической решетки
Получение щелочных металлов
Все щелочные металлы возможно получить электролизом расплава их солей, однако на практике таким способом получают только Li и Na, что связано с высокой химической активностью K, Rb, Cs:
2LiCl = 2Li + Cl 2
2NaCl = 2Na + Cl 2
Любой щелочной металл можно получить восстановлением соответствующего галогенида (хлорида или бромида), применяя в качестве восстановителей Ca, Mg или Si. Реакции проводят при нагревании (600 – 900С) и под вакуумом. Уравнение получения щелочных металлов таким способом в общем виде:
2MeCl + Ca = 2Mе + CaCl 2 ,
где Ме – металл.
Известен способ получения лития из его оксида. Реакцию проводят при нагревании до 300°С и под вакуумом:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
Получение калия возможно по реакции между расплавленным гидроксидом калия и жидким натрием. Реакцию проводят при нагревании до 440°С:
KOH + Na = K + NaOH
Химические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы активно взаимодействуют с водой образуя гидроксиды. Из-за высокой химической активности щелочных металлов протекание реакции взаимодействия с водой может сопровождаться взрывом. Наиболее спокойно с водой реагирует литий. Уравнение реакции в общем виде:
2Me + H 2 O = 2MeOH + H 2
где Ме – металл.
Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха образую ряд различных соединений – оксиды (Li), пероксиды (Na), надпероксиды (K, Rb, Cs):
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Na + O 2 =Na 2 O 2
Все щелочные металлы при нагревании реагируют с неметаллами (галогенами, азотом, серой, фосфором, водородом и др.). Например:
2Na + Cl 2 =2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Li +2C = Li 2 C 2
2Na + H 2 = 2NaH
Щелочные металлы способны взаимодействовать со сложными веществами (растворы кислот, аммиак, соли). Так, при взаимодействии щелочных металлов с аммиаком происходит образование амидов:
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
Взаимодействие щелочных металлов с солями происходит по следующему принципу –вытесняют менее активные металлы (см. ряд активности металлов) из их солей:
3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al
Взаимодействие щелочных металлов с кислотами неоднозначно, поскольку при протекании таких реакций металл первоначально будет реагировать с водой раствора кислоты, а образующаяся в результате этого взаимодействия щелочь будет реагировать с кислотой.
Щелочные металлы реагируют с органическими веществами, такими, как спирты, фенолы, карбоновые кислоты:
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
2Na + 2CH 3 COOH = 2CH 3 COONa + H 2
Качественные реакции
Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами: Li + окрашивает пламя в красный цвет, Na + — в желтый, а K + , Rb + , Cs + — в фиолетовый.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Осуществите химические превращения Na→Na 2 O→NaOH→Na 2 SO 4 | ||||||||||||||||||||||||
| Решение | 4Na + O 2 →2Na 2 O
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 u , Ag и А u также и соединений рассматриваемых элементов, отвечающих их более высокой валентности. 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
(0,004%) и цезия
(0,00009%) уже значительно меньше, а франция
- ничтожно мало. Элементарные Na и К выделены только в 1807 г. Литий открыт в 1817 г., цезий и рубидий - соответственно в 1860 и 1861 г. Элемент № 87 - франций - был открыт в 1939 г., а название свое получил в 1946 г. Природные натрий и цезий являются «чистыми» элементами (23 Na и 133 Cs), литий слагается из изотопов 6 Li (7,4%) и 7 Li (92,6%), калий-из изотопов 39 К (93,22%). 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), ка рналлита (КСl MgCl 2 6Н 2 О) 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 и лепидолит {Li 2 KAl }. 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(SiO 3) 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% СаСl 2 , 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+Cl 2 Это интересно: До введения в практику электролитического метода металлический натрий получали накаливанием соды с углем по реакции: Na 2 CO 3 +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. 2LiCl→2Li+Cl 2 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 - О 2 , О 0 , N 2 и др.): Na + О 0 + М = NaO + М*, затем NaO + О=О 2 + 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 + 2H 2 O = 2ЭОН +H 2 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+O 2 →2Э 2 O (для лития) 2Э+O 2 →Э 2 O 2 (для натрия) Э+O 2 →ЭO 2 (для калия, рубидия и цезия) Практическое применение находит главным образом перекись натрия (Na 2 0 2). Технически ее получают окислением при 350°С распыленного металлического натрия: 2Na+O 2 →Na 2 O 2 +122ккал · Расплавы простых веществ способны соединяться с аммиаком, с образованием амидов и имидов, сольватов: 2Na расплав +2NH 3 →2NaNH 2 +H 2 (амид натрия) 2Na расплав +NH 3 →Na 2 NH+H 2 (имид натрия) Na расплав +6NH 3 → (сольват натрия) При взаимодействии пероксидов с водой происходит реакция: 2Э 2 O 2 +2H 2 O=4ЭOH+O 2 Взаимодействие Na 2 O 2 с водой сопровождается гидролизом: Na 2 O 2 +2H 2 O→2NaOH + H 2 O 2 +34 ккал Это интересно: Взаимодействие Na 2 O 2 с двуокисью углерода по схеме 2Na 2 O 2 + 2CO 2 =2Na 2 CO 3 +O 2 +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 С u ) 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. Na 2 O 2 +H 2 O=2NaOH+O 0 (выделяется атомарный кислород, вследствие распада перекиси водорода). Надперекись калия (КО 2 ) нередко вводится в состав оксилита. Его взаимодействие с двуокисью углерода идет в этом случае по суммарномууравнению: Na 2 O 2 + 2KO 2 + 2СO 2 = Na 2 CO 3 +K 2 CO 3 + 2O 2 + 100 ккал, т. е. двуокись углерода заменяется равным объемом кислорода. · Способны образовывать озониды. Образование озонида калия-KO 3 идёт по уравнению: 4КОН+3O 3 = 4КO 3 + O 2 +2H 2 O Он представляет собой красное кристаллическое вещество и является сильнейшим окислителем. При хранении KO 3 медленно распадается по уравнению 2NaO 3 →2NaO 2 +O 2 +11 ккал уже в обычных условиях. Водой он мгновенно разлагается по суммарной схеме 4 KO 3 +2 H 2 O=4 KOH +5 O 2 · Способны реагировать с водородом, с образованием ионных гидридов, по общей схеме: 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+ H 2 O= H 2 +ЭОН ЭH+O 2 →2ЭOH При взаимодействии NaH или КН с двуокисью углерода образуется соответствующая соль муравьиной кислоты: NaH+CO 2 →HCOONa Способны образовывать комплексы: NaH+AlCl 3 →NaAlH 4 +3NaCl (алланат натрия) NaAlH 4 → NaH+AlH 3 Нормальные оксиды щелочных металлов (за исключением Li 2 0) могут быть получены только косвенным путем . Они представляют собой твердые вещества следующих цветов: Na 2 O+2HCl=2NaCl+H 2 O 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 гидроксидовщелочных металловв основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрияэлектролизомконцентрированного водного раствораповаренной соли: 2NaCl+2H 2 O→2NaOH+Cl 2 +H 2 Ø Являются типичными основаниями: NaOH+HCl=NaCl+H 2 O 2NaOH+CO 2 =Na 2 CO 3 +H 2 O 2NaOH+2NO 2 =NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O Ø Способны образовывать комплексы: NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl 2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2 Al 2 O 3 + 6NaOH= 2Na 3 AlO 3 +3H 2 O Al(OH) 3 +NaOH=Na Ø Способны реагировать с неметаллами: Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O(реакция идёт без нагреванием) Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (реакция идёт с нагреванием) 3S+6NaOH=2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O Ø Применяются в органическом синтезе (в частности гидроксид калия и натрия, в примерах указан гидроксид натрия): NaOH+C 2 H 5 Cl=NaCl+C 2 H 4 (метод получения алкенов, этилена (этена) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия. NaOH+C 2 H 5 Cl=NaCl+C 2 H 5 OH (метод получения спиртов, этанола в данном случае), использовался водный раствор гидроксида натрия. 2NaOH+C 2 H 5 Cl=2NaCl+C 2 H 2 +H 2 O (метод получения алкинов, ацетилена (этина) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия. C 6 H 5 OH (фенол) +NaOH= C 6 H 5 ONa+H 2 O NaOH(+CaO)+CH 3 COONa→Na 2 CO 3 CH 4 (один из способов получения метана) Ø Надо знать разложение нескольких солей: 2KNO 3 →2KNO 2 +O 2 4KClO 3→ KCl+3KClO 4 2KClO 3→ KCl+3O 2 4Na 2 SO 3 →Na 2 S+3Na 2 SO 4 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: 4LiNO 2 →2Li 2 O+4NO+O 2 Это интересно: K 4 [ Fe (CN ) 6 ]+ FeCl 3 = KFe [ Fe (CN ) 6 ]+3 KCl (качественная реакция на Fe 3+) 3K 4 +4FeCl 3 =Fe 4 3 +12KCl Na 2 O 2 +2 H 2 O=2NaOH+ H 2 O 2 4NaO 2 +2 H 2 O=4NaOH+ 3O 2 4NaO 3 +2 H 2 O=4NaOH+5O 2 ( реакцияозониданатриясводой ) 2NaO 3→ 2NaO 2 +O 2
(Распад происходит при различных температурах, например: распад озонида натрия при -10
°C, озонида цезия при +100°C)
NaNH 2 +H 2 O→ NaOH+NH 3 Na 2 NH+2H 2 O→ 2NaOH+NH 3 Na 3 N+3H 2 O→3NaOH+NH 3 KNO 2 +2Al+KOH+5H 2 O→2K+NH 3 2NaI + Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 →I 2 ↓+ 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O Fe 3 O 4 +4NaH=4NaOH+3Fe 5NaN 3 +NaNO 3 →8N 2 +3Na 2 O 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 Fe 3 O 4 +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 СO 2 поступает в карбонизационную башню (Б), а СаО гасится водой (В), после чего Ca(OH) 2 перекачивают в смеситель (Г), где она встречается с NH 4 Cl, 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 СО 2 образуются NaHCO 3 и NH 4 Cl. 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 NaHCO 3 и CaCl 2 (последний - в виде отброса производства). Бикарбонат натрия переводят затем нагреванием в соду. Редактор: Харламова Галина Николаевна Поделитесь в социальных сетях!
Оцените статью:
 (1 оценок, в среднем: 5,00 из 5) Loading...Полезные статьи
|
