Электронное строение щелочных металлов

Обновлено: 01.05.2024

Щелочные металлы — общая характеристика, строение атомов, физические и химические свойства

Щелочные металлы — металлы, расположенные в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ).

К щелочным металлам относят:

литий Li;
натрий Na;
калий K;
цезий Cs;
рубидий Rb;
франций Fr.

Внешний энергетический уровень щелочных металлов обладает следующей электронной конфигурацией: n s 1 . На внешнем энергетическом уровне расположен 1 s-электрон. Таким образом, для щелочных металлов типичной является степень окисления в соединениях +1.

В ряду L i - N a - K - R b - C s - F r , согласно Периодическому закону, можно выявить следующие закономерности:

увеличение атомного радиуса;
усиление металлических свойств;
ослабление неметаллических свойств;
снижение степени электроотрицательности.

Общие физические свойства щелочных металлов:

металлическая кристаллическая решетка у твердого вещества;
высокая теплопроводность;
высокая электропроводимость;
низкие температуры кипения;
низкие температуры плавления;
небольшие показатели плотности.

Щелочные металлы являются мягкими веществами с серебристой окраской. На свежем срезе можно наблюдать характерный блеск.

Высокая химическая активность щелочных металлов при контакте с водой, кислородом, в некоторых случаях с азотом ( L i ) , объясняет наличие особых требований к режиму хранения. Материалы помещают под слой керосина. Перед проведением химического опыта от щелочного металла отделяют фрагмент необходимого размера с помощью скальпеля под слоем керосина. Затем в атмосфере аргона удаляют с металлической поверхности продукты, образованные при его реакции с воздухом. После этого фрагмент перемещают в резервуар для проведения реакций.

Одним из ключевых свойств щелочных металлов является высокая степень активности при взаимодействии с водой.

Относительно спокойная реакция без взрыва наблюдается при контакте лития с водой:

2 L i + 2 H 2 O ⟶ 2 L i O H + H 2 ↑ 2 L i + 2 H 2 O ⟶ 2 L i O H + H 2 ↑

Аналогичный химический процесс с натрием сопровождается горением пламенем желтого цвета и небольшим взрывом. Калий проявляет большую активность по сравнению с натрием. При такой реакции происходит сильный взрыв, а пламя приобретает фиолетовую окраску.

Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом. В результате горения щелочных металлов в воздушной среде образуются вещества различного состава. Компонентный набор продуктов реакции определяется активностью металла.

Горение лития в воздушной среде приводит к образованию оксида стехиометрического состава:

4 L i + O 2 ⟶ 2 L i 2 O 4 L i + O 2 ⟶ 2 L i 2 O

Натрий горит на воздухе, что сопровождается синтезом пероксида N a 2 O 2 с небольшой добавкой в виде надпероксида N a O 2 :

2 N a + O 2 ⟶ N a 2 O 2 2 N a + O 2 ⟶ N a 2 O 2

Продукты, образованные в процессе горения калия, рубидия и цезия, включают в состав, как правило, надпероксиды:

K + O 2 ⟶ K O 2 K + O 2 ⟶ K O 2

R b + O 2 ⟶ R b O 2 R b + O 2 ⟶ R b O 2

C s + O 2 ⟶ C s O 2 C s + O 2 ⟶ C s O 2

Синтезировать оксиды натрия и калия можно путем повышения температуры смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствии кислорода:

2 N a + 2 N a O H ⟶ 2 N a 2 O + H 2 ↑ 2 N a + 2 N a O H ⟶ 2 N a 2 O + H 2 ↑

2 N a + N a 2 O 2 ⟶ 2 N a 2 O 2 N a + N a 2 O 2 ⟶ 2 N a 2 O

3 K + K O 2 ⟶ 2 K 2 O 3 K + K O 2 ⟶ 2 K 2 O

Кислородные соединения щелочных металлов обладают уникальной особенностью. Закономерно с увеличением радиуса катиона щелочного металла повышается степень устойчивости кислородных соединений, в состав которых входят пероксид-ион ( О 2 ) 2 - и надпероксид-ион ( О 2 ) - .

Тяжелые щелочные металлы способны формировать достаточно устойчивые озониды Э О 3 . Кислородные соединения щелочных металлов обладают различной окраской, интенсивность которой повышается от Li до Cs:

Проявление пероксидами и надпероксидами свойств сильных окислителей:

N a 2 O 2 + 2 N a I + 2 H 2 S O 4 ⟶ I 2 + 2 N a 2 S O 4 + 2 H 2 O N a 2 O 2 + 2 N a I + 2 H 2 S O 4 ⟶ I 2 + 2 N a 2 S O 4 + 2 H 2 O

Интенсивное взаимодействие пероксидов и надпероксидов с водой, что сопровождается формированием гидроксидов:

N a 2 O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 N a O H + H 2 O 2 N a 2 O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 N a O H + H 2 O 2

2 K O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 K O H + H 2 O 2 + O 2 ↑ 2 K O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 K O H + H 2 O 2 + O 2 ↑

Щелочные металлы вступают в химические реакции со многими неметаллами. В процессе нагрева вещества формируют соединения с водородом. В результате образуются гидриды. Щелочные металлы могут взаимодействовать со следующими веществами:

галогены;
сера;
азот;
фосфор;
углерод;
кремний.

В результате таких химических реакций образуются соответственно:

галогениды;
сульфиды;
нитриды;
фосфиды;
карбиды;
силициды.

2 N a + H 2 ⟶ 2 N a H 2 N a + H 2 ⟶ 2 N a H

2 N a + C l 2 ⟶ 2 N a C l 2 N a + C l 2 ⟶ 2 N a C l

2 K + S ⟶ K 2 S 2 K + S ⟶ K 2 S

6 L i + N 2 ⟶ 2 L i 3 N 6 L i + N 2 ⟶ 2 L i 3 N

Последняя реакции протекает при комнатной температуре.

2 L i + 2 C ⟶ L i 2 C 2 2 L i + 2 C ⟶ L i 2 C 2

При повышении температуры происходят химические реакции щелочных металлов с другими металлами. Продуктами данной реакции являются соединения металлов — интерметаллиды.

Активно протекает взаимодействие щелочных металлов с кислотами. Процесс сопровождается взрывом.

Растворение щелочных металлов в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:

2 N a + 2 N H 3 ⟶ 2 N a N H 2 + H 2 ↑ 2 N a + 2 N H 3 ⟶ 2 N a N H 2 + H 2 ↑

Растворяясь в жидком аммиаке, щелочной металл утрачивает электрон, который сольватируется молекулами аммиака и окрашивает раствор в голубой цвет. Образованные в результате амиды достаточно просто разлагаются водой, что приводит к образованию щелочи и аммиака:

K N H 2 + H 2 O ⟶ K O H + N H 3 ↑ K N H 2 + H 2 O ⟶ K O H + N H 3 ↑

Щелочные металлы вступают в химические реакции с органическими веществами.

При взаимодействии щелочных металлов со спиртами образуются алкоголяты. Если вещество контактирует с карбоновыми кислотами, продуктом реакции являются соли.

2 N a + 2 C H 3 C H 2 O H ⟶ 2 C H 3 C H 2 O N a + H 2 ↑ 2 N a + 2 C H 3 C H 2 O H ⟶ 2 C H 3 C H 2 O N a + H 2 ↑

2 N a + 2 C H 3 C O O H ⟶ 2 C H 3 C O O N a + H 2 ↑ 2 N a + 2 C H 3 C O O H ⟶ 2 C H 3 C O O N a + H 2 ↑

Щелочные металлы распознают по окраске пламени спиртовки, если в него вносить их соединения. По причине небольших потенциалов ионизации щелочных металлов при нагреве металла или его соединений в пламени происходит ионизация атомов. В результате пламя приобретает определенную окраску:

Соединения щелочных металлов, примеры

Получение гидроксидов щелочных металлов связано с применением электролитических способов. Самым крупнотоннажным является получение гидроксида натрия с помощью реакции электролиза концентрированного водного раствора поваренной соли:

2 N a C l + 2 H 2 O ⟶ H 2 ↑ + C l 2 ↑ + 2 N a O H 2 N a C l + 2 H 2 O ⟶ H 2 ↑ + C l 2 ↑ + 2 N a O H

катод: 2 H + + 2 e ⟶ H 2 ↑ 2 H + + 2 e ⟶ H 2 ↑

анод: 2 C l - - 2 e ⟶ C l 2 ↑ 2 C l - - 2 e ⟶ C l 2 ↑

В прошлом для получения щелочи применяли реакцию обмена:

N a 2 C O 3 + C a ( O H ) 2 ⟶ C a C O 3 ↓ + 2 N a O H N a 2 C O 3 + C a ( O H ) 2 ⟶ C a C O 3 ↓ + 2 N a O H

Продуктом данной реакции является щелочь с большой концентрацией соды N a 2 C O ) 3 .

Гидроксиды щелочных металлов представляют собой гигроскопичные вещества с белой окраской, водные растворы которых являются сильными основаниями.

Гидроксиды щелочных металлов, как и все основания, вступают в химические реакции с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

2 L i O H + H 2 S O 4 ⟶ L i 2 S O 4 + 2 H 2 O 2 L i O H + H 2 S O 4 ⟶ L i 2 S O 4 + 2 H 2 O

2 K O H + C O 2 ⟶ K 2 C O 3 + H 2 O 2 K O H + C O 2 ⟶ K 2 C O 3 + H 2 O

K O H + A l ( O H ) 3 ⟶ K [ A l ( O H ) 4 ] K O H + A l ( O H ) 3 ⟶ K [ A l ( O H ) 4 ]

Если нагреть гидроксиды щелочных металлов, то вещества возгоняются без разложения. Исключение составляет гидроксид лития, который аналогично гидроксидам металлов главной подгруппы II группы, в процессе прокаливания разлагается на оксид и воду:

2 L i O H ⟶ L i 2 O + H 2 O 2 L i O H ⟶ L i 2 O + H 2 O

Гидроксид натрия используют в производстве твердого мыла и других веществ:

моющих средств синтетического состава;
волокон искусственного происхождения;
органических соединений таких, как фенол.

Ценным продуктом, в состав которого входит щелочной металл, является сода N a 2 C O 3 . Большую часть от объемов мирового производства соды получают с помощью методики Сольве. Данный метод был изобретен в начале XX столетия. Принцип технологии заключается в следующем: водный раствор N a C l с добавлением аммиака насыщают углекислым газом при температуре 26—30 °C. В результате синтезируют гидрокарбонат натрия с низкой степенью растворимости, который получил название питьевой соды:

N a C l + N H 3 + C O 2 + H 2 O ⟶ N a H C O 3 ↓ + N H 4 C l N a C l + N H 3 + C O 2 + H 2 O ⟶ N a H C O 3 ↓ + N H 4 C l

С целью нейтрализовать кислотную среду, которая формируется при пропускании углекислого газа через раствор, добавляют аммиак. Таким образом, получают гидрокарбонат-ион ( H C O 3 ) - , который требуется для того, чтобы продукт выпал в осадок. После того, как отделяется питьевая сода, раствор с хлоридом аммония нагревают с известью и выделяют аммиак, что позволяет вернуть его в зону реакции:

2 N H 4 C l + C a ( O H ) 2 ⟶ 2 N H 3 ↑ + C a C l 2 + 2 H 2 O 2 N H 4 C l + C a ( O H ) 2 ⟶ 2 N H 3 ↑ + C a C l 2 + 2 H 2 O

Аммиачный способ производства соды характеризуется наличием единственного отхода в виде хлорида кальция. Данное вещество остается в растворе и обладает ограниченным применением.

С помощью прокаливания гидрокарбоната натрия можно получить кальцинированную, или стиральную, соду Na_CO_ и диоксид углерода, который используют в синтезе гидрокарбоната натрия:

2 N a H C O 3 ⟶ N a 2 C O 3 + C O 2 ↑ + H 2 O 2 N a H C O 3 ⟶ N a 2 C O 3 + C O 2 ↑ + H 2 O

Большую часть произведенной соды потребляют предприятия стекольной промышленности.

Гидрокарбонат калия K H C O 2 по сравнению с малорастворимой кислой солью N a H C O 3 хорошо растворяется в воде. По этой причине карбонат калия, или поташ, K 2 C O 3 получают путем химической реакции углекислого газа с раствором гидроксида калия:

Поташ активно применяют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий является единственным из всех щелочных металлов, для которого не получен гидрокарбонат. Данное обстоятельство объясняется слишком маленьким радиусом иона лития, не позволяющим ему удерживать достаточно крупный ион ( H C O 3 ) - .

Оксиды щелочных металлов, за исключением лития, получают исключительно косвенными методами. В процессе натрий взаимодействует с окислителями в расплаве.

Получение оксида натрия путем реакции натрия с нитратом натрия в расплаве:

Взаимодействие натрия с пероксидом натрия:

Химическая реакция между натрием и расплавом щелочи:

Получение оксида лития путем разложения гидроксида лития:

Оксиды щелочных металлов по описанию являются типичными основными оксидами. Соединения взаимодействуют со следующими веществами:

кислотные оксиды;
амфотерные оксиды;
кислоты;
вода.

Взаимодействие оксида натрия с оксидом фосфора (V):

Реакция оксида натрия с амфотерным оксидом алюминия:

При взаимодействии оксидов щелочных металлов с кислотами образуются средние и кислые соли (с многоосновными кислотами). К примеру, оксид калия вступает в химическую реакцию с соляной кислотой, что сопровождается образованием хлорида калия и воды:

Можно наблюдать активное взаимодействие оксидов щелочных металлов с водой. Продуктом такой реакции являются щелочи. К примеру, оксид лития взаимодействует с водой, что сопровождается образованием гидроксида лития:

Окисление оксидов щелочных металлов кислородом (за исключением оксида лития) происходит так, что оксид натрия окисляется до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия — до надпероксида. К примеру, уравнение реакции:

Получение и применение щелочных металлов

Существует несколько основных способов получения щелочных металлов:

электролиз расплавов галогенидов;
электролиз расплавов гидроксидов;
восстановление из галогенидов.

Получить щелочные металлы можно с помощью электролиза расплавов их галогенидов. Это основной способ получения данных веществ. Как правило, применяют хлориды, которые образуют природные минералы:

2 L i C l ⟶ 2 L i + C l 2 ↑ 2 L i C l ⟶ 2 L i + C l 2 ↑

катод: L i + + e ⟶ Li L i + + e ⟶ Li

В некоторых случаях оправдано получение щелочных металлов с помощью электролиза расплавов их гидроксидов (гидроксиды зачастую имеют более низкие температуры плавления):

4 N a O H ⟶ 4 N a + 2 H 2 O + O 2 ↑ 4 N a O H ⟶ 4 N a + 2 H 2 O + O 2 ↑

катод: N a + + e ⟶ Na N a + + e ⟶ Na

анод: 4 O H - - 4 e ⟶ 2 H 2 O + O 2 ↑ 4 O H - - 4 e ⟶ 2 H 2 O + O 2 ↑

Щелочной металл удается восстановить из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и другими восстановителями в процессе повышения температуры в вакуумной среде до 600—900 °C:

2 M C l + C a ⟶ 2 M ↑ + C a C l 2 2 M C l + C a ⟶ 2 M ↑ + C a C l 2

С целью задать химической реакции нужное направление необходимо удалить образованный свободный щелочной металл (M) с помощью отгонки. Таким же способом восстанавливают цирконий из хромата. Известно, что получить натрий можно, если восстановить его из карбоната углем при температуре в 1000 °C с добавлением известняка.

В связи с тем, что щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений расположены слева от водорода, электролитическое получение их из водных растворов солей не представляется возможным. В таком случае продуктами реакции являются соответствующие щелочи и водород.

Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Атомы элементов IА–IIIА групп имеют сходство в строении электронных оболочек и закономерностях изменения свойств, что приводит к некоторому сходству их химических свойств и свойств их соединений.

Металлы IA (первой группы главной подгруппы) также называются «щелочные металлы«. К ним относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий. Франций – радиоактивный элемент, в природе практически не встречается. У всех металлов IA группы на внешнем энергетическом уровне, на s-подуровне в основном состоянии есть один неспаренный электрон:

… ns 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня щелочных металлов

Металлы IA группы — s-элементы. В химических реакциях они отдают один валентный электрон, поэтому для них характерна постоянная степень окисления +1.

Рассмотрим характеристики элементов IA группы:

Все щелочные металлы — сильные восстановители. Это самые активные металлы, которые могут непосредственно взаимодействовать с неметаллами. С ростом порядкового номера и уменьшением энергии ионизации металлические свойства элементов усиливаются. Щелочные металлы образуют с кислородом оксиды Э₂О. Оксиды щелочных металлов реагируют с водой с образованием основания (щелочи):

Водородные соединения щелочных металлов — это гидриды с общей формулой ЭН. Степень окисления водорода в гидридах равна -1.

Металлы IIA (второй группы главной подгруппы) — щелочноземельные. Раньше к щелочноземельным металлам относили только кальций, стронций, барий и радий, но по решению ИЮПАК бериллий и магний также называются щелочноземельными.

У щелочноземельных металлов на внешнем энергетическом уровне расположены два электрона. В основном состоянии это два спаренных электрона на s-подуровне:

… ns 2 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIA группы

Щелочноземельные металлы — s-элементы. Отдавая два валентных электрона, они проявляют постоянную степень окисления +2. Все элементы подгруппы бериллия — сильные восстановители, но восстановительные свойства выражены слабее, чем у щелочных металлов.

Характеристики элементов IIA группы:

Металлы подгруппы бериллия довольно активны. На воздухе они легко окисляются, образуя основные оксиды с общей формулой ЭО. Этим оксидам соответствуют гидроксиды Э(ОН)₂.

Первый элемент IIA группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию (диагональное сходство). Это проявляется в свойствах бериллия. Например, он не взаимодействует с водой. Магний взаимодействует с водой только при нагревании. Кальций, стронций и барий — это типичные металлы. Они реагируют с водой при обычных условиях.

Элементам IIA группы соответствуют гидриды с общей формулой ЭН₂.

Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) — это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:

… ns 2 nр 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы

Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.

Металлические свойства у элементов подгруппы бора выражены слабее, чем у элементов IIA подгруппы. Элмент бор относится к неметаллам. Энергия ионизации атома у бора наибольшая среди элментов IIIA подгруппы. Алюминий относится к типичным металлам, но оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства. У таллия более сильно выражены металлические свойства, в степени окисления +1 он близок по свойствам к щелочным металлам. Наибольшее практическое значение среди элементов IIIA подгруппы имеет алюминий.

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .

Физические свойства

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения

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

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).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

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

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K + I₂ = 2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na + S = Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K + P = K₃P

2Na + H₂ = 2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + H₂ + O = 2 K + OH + H₂ 0

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H₂

Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH + 2Li → 2CH₃COOLi + H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

2Na + 2NaOН → 2Na₂O + Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

2LiOН → Li₂O + Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K₂O + 2HCl → 2KCl + H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li₂O + H₂O → 2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

Пероксиды щелочных металлов

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Соли щелочных металлов

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

Основные характеристики и свойства щелочных металлов

Название «щелочные металлы» произошло от их способности в реакциях с водой образовывать щелочи — основания, растворимые в воде. Слово «выщелачивать» славянского происхождения. В переводе оно означает «растворять».

Щелочными называют металлы IA группы таблицы Менделеева. Их шесть: литий, натрий, рубидий, калий, цезий, франций. По внешнему виду они представляют собой металлы серебристо-белого цвета, за исключением цезия — он золотисто-желтый. Основные физические свойства простых веществ:

пластичность;
мягкость;
невысокая плотность;
высокая химическая активность;
легкая окисляемость;
электропроводность;
теплопроводность;
легкоплавкость.

В связи со способностью быстро окисляться, т.е. вступать в реакцию с кислородом и другими веществами, в природе они встречаются в форме соединений.

Соли щелочных металлов окрашивают пламя спиртовки в различные цвета:

В отличие от этих двух представителей, литий, рубидий, цезий не встречаются в природе часто. Следовательно, они относятся к группе редких металлов. Франций — искусственно полученный элемент, отличающийся радиоактивностью.

Калий и натрий являются участниками водно-солевого, а также кислотно-щелочного баланса организма человека. Эти элементы важны для циркуляторных процессов крови, деятельности энзимов. Для жизнедеятельности растений особенно важен калий.

Щелочные металлы имеют валентность, равную единице (степень окисления +1).

Поскольку данная группа элементов в системе Менделеева следует непосредственно за инертными газами, у атомов щелочных металлов появляется новый энергетический уровень, на котором содержится один электрон. Электронная конфигурация — ns1.

Поскольку любой атом стремится приобрести конфигурацию инертного газа, атомы щелочных металлов способны легко отдать валентные электроны и проявлять восстановительные свойства. Этот факт свидетельствует о невысоких значениях энергии ионизации их атомов, а также о низких значениях электроотрицательности.

Сверху вниз по группе наблюдается увеличение радиуса атомов, снижение электроотрицательности, увеличение восстановительных свойств простых веществ.

Какие элементы относятся к щелочным металлам

Перечень щелочных металлов:

литий — Li;
натрий — Na;
калий — K;
рубидий — Rb;
цезий — Zs;
франций — Fr.

Они занимают IA группу в Периодической системе Д. И. Менделеева.

Электронная формула, в какую группу входят

Строение атомов щелочных металлов, которые расположены в IA группе, можно свести к таблице следующего вида:

В роли окислителей в таких взаимодействиях участвуют простые и сложные вещества. Это могут быть неметаллы, органические соединения, кислоты, соли, оксиды.

Каждый элемент взаимодействует индивидуально.

Оксид в качестве продукта образовывается только в реакциях лития:

4 L i + O 2 = 2 L i 2 O

В случае с натрием в ходе реакции образуется пероксид, а с калием, рубидием, цезием — надпероксид:

2 N a + O 2 = N a 2 O 2

К реакциям с простыми веществами относится образование галогенидов:

2 N a + C l 2 = 2 N a C l

Рассматривая взаимодействие с H2, S, P, C, Si, необходимо знать, что для протекания данных реакций необходимо нагревание.

Литий реагирует с азотом при комнатной температуре.

Реакции с водой протекают у щелочных металлов по-разному: литий — спокойно, всплывая на поверхность жидкости, натрий реагирует более активно с образованием пламени, калий, цезий и рубидий реагируют со взрывом. В общем виде

2 M + 2 H 2 O = 2 M O H + H 2 (М – металл)

В два этапа протекают реакции с кислотами. Металл сначала вступает в реакцию с водой, а после, в момент образования щелочи, она реагирует с разбавленной кислотой и нейтрализуется. Такие реакции часто протекают со взрывом, поэтому на практике проводятся редко.
В результате реакции с аммиаком образуются амиды:

2 L i + 2 N H 3 = 2 L i N H 2 + H 2

Взаимодействие с этанолом, фенолами, в ходе которого щелочные металлы замещают атомы водорода в гидроксильной группе ОН этих соединений:

2 N a + 2 C 2 H 5 O H = 2 C 2 H 5 O N a + H 2

Щелочные металлы могут использоваться для восстановления других металлов, к примеру, алюминия:

3 N a + A l C l 3 = A l + 3 N a C l

Физические свойства щелочных металлов объясняются металлической связью в кристаллической решетке. Для них характерен металлический блеск, отличная ковкость, пластичность, тепло- и электропроводность.

Самым твердым из всей группы является литий, а самая высокая плотность у цезия. Некоторые физические свойства щелочных металлов в сравнении представлены в следующей таблице:

Из таблицы следует, что все элементы получили свое применение благодаря низким температурам плавления (кипения). Их значения снижаются по мере увеличения порядкового номера в Периодической системе Менделеева.

Все металлы, за исключением лития, настолько мягки, что их можно разрезать ножом или на специальном оборудовании раскатать в лист фольги.

Еще одно свойство, которое имеет практическое значение в промышленности — низкая плотность. Плотность лития, натрия и калия ниже плотности воды.

Указанные физические свойства обусловлены слабой связью электронов внешних слоев с атомами щелочных металлов. Поэтому энергия ионизации атомов невысокая, и они при взаимодействии друг с другом образуют металлическую связь.

В периодической таблице в начале каждого периода стоит элемент с низкой температурой плавления (щелочной металл). По мере увеличения порядковых номеров в периоде слева направо этот показатель сначала увеличивается к середине периода (IV А группа), где расположены элементы, образующие преимущественно атомные кристаллические решетки (C, Si).

Затем в конце периода температуры плавления снова уменьшаются, поскольку в VII-VIII группах расположены элементы, простые вещества которых характеризуются молекулярными кристаллическими решетками (галогены, благородные газы).

Меры предосторожности при работе с ними

Из-за высокой химической активности работа со щелочными металлами должна осуществляться с большой осторожностью. Для их хранения выделяются отдельные емкости, которые запаивают и помещают в них слой вазелинового масла или керосина. Тогда предотвращается взаимодействие с воздухом, в частности с кислородом, и исключается горение.

На каждом предприятии, где осуществляются работы с этими химическими элементами и их соединениями, разрабатываются специальные правила безопасности и меры предосторожности, исключающие наступление аварийных ситуаций и производственных травм.

Все сотрудники перед получением допуска к работе должны пройти обязательный производственный инструктаж, который бывает предварительный (перед началом работы) и периодический (через равные промежутки времени — ежеквартально, ежегодно). Они включают качественное изучение требований нормативных документов по безопасности труда и производственному нормированию.

Сотрудники на своих рабочих местах должны находиться в защитной спецодежде, быть оснащены средствами индивидуальной защиты (для органов зрения, дыхания, кожных покровов).

Поскольку растворы щелочных металлов — щелочи, их воздействие на кожу может привести к ожогам и раздражениям. Щелочи при попадании брызг в глаза могут спровоцировать отторжение ветвей глазного нерва и вызвать полную слепоту.

Выше описана возможность бурной реакции металлов с кислородом вплоть до взрыва. Поэтому рабочие места укомплектовываются средствами пожаротушения, которые периодически проходят технические проверки своей исправности. Щелочные металлы нельзя тушить водой, так как они вступают в реакцию с ней.

Натрий и калий можно тушить аргоном и азотом. Аргон эффективнее, поскольку существенно тяжелее воздуха. Литий продолжает гореть в атмосфере азота и диоксида углерода. Для тушения горящего лития разработаны специальные порошковые составы Вексон-D3 на основе различных флюсов и графита с гидрофобизирующими добавками.

С соблюдением техники безопасности проводится и утилизация отходов после работы. Они подвергаются нейтрализации с применением специальных составов, разрешенных для применения компетентными органами.

Получение простых веществ, где применяются

Чистый натрий можно получать путем электролиза расплава хлорида натрия с графитовыми электродами, обладающими инертностью. Поскольку в таком расплаве имеются ионы Na и Cl, в ходе электролиза на катоде восстанавливаются катионы натрия до металлического натрия, а на аноде — окисляются анионы хлора до газообразного хлора.

1. Щелочные металлы: общая характеристика, строение; свойства и получение простых веществ

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

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

увеличение радиуса атомов;
усиление восстановительных, металлических свойств.

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

каменная соль (хлорид натрия \(NaCl\)),
глауберова соль, или мирабилит — декагидрат сульфата натрия Na 2 SO 4 \(·\) 10 H 2 O ,
сильвин — хлорид калия \(KCl\),
сильвинит — двойной хлорид калия-натрия \(KCl\) \(·\)\(NaCl\) и др.

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

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

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

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

Только у натрия плотность немного больше единицы ρ = 1,01 г / см 3 , у всех остальных металлов плотность меньше единицы.

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

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

Взаимодействие натрия с водой протекает с выделением большого количества теплоты (т. е. реакция является экзотермической). Кусочек натрия, попав в воду, начинает быстро двигаться по её поверхности. Под действием выделяющейся теплоты он расплавляется, превращаясь в каплю, которая, взаимодействуя с водой, быстро уменьшается в размерах. Если задержать её, прижав стеклянной палочкой к стенке сосуда, капля воспламенится и сгорит ярко-жёлтым пламенем.

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

Читайте также: