Энергия ионизации щелочных металлов

Обновлено: 20.09.2024

В химических реакциях поведение атомов и ионов в значительной мере зависит от того, насколько прочно у них электроны удерживаются на своих уровнях. Электроны связаны с ядром энергией, величина которой зависит от того, на каком уровне расположены электроны. Чем выше уровень, на котором находится электрон, тем меньше энергия связи.

Чтобы оторвать электрон от ядра, нужно затратить энергию, превышающую энергию связи. Мерой энергии электронов в различных атомах может служить энергия ионизации (потенциал ионизации), т. е. то количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от атома и удалить его из сферы влияния положительно заряженного ядра. Величины потенциалов ионизации определены различными методами и приведены в приложении 5.

Потенциалы ионизации выражают в электронвольтах (эв) или в . Различают потенциалы ионизации первого электрона (т.е. количество энергии, необходимое для отрыва от атома первого электрона), второго электрона (т. е. количество энергии, необходимое для отрыва электрона от одновалентного положительного иона), третьего электрона и т. д.

Потенциал ионизации зависит в основном от величины заряда ядра и радиуса атома. Чем больше радиус атома, тем слабее притягивается электрон к ядру, а следовательно, и меньше энергии необходимо затратить на отрыв электрона и превращение атома в положительный ион. Потенциалы ионизации для элементов второго периода приведены в табл. 11.

Из таблицы видно, что наиболее трудно первый электрон отрывается от атома инертного элемента, имеющего стабильные, законченные энергетические уровни. Второй электрон труднее всего оторвать от атомов элементов I группы, третий — от атомов элементов II группы, так как в этих случаях отрываемый электрон принадлежит к законченному энергетическому уровню. Наоборот, очень легко отрывается первый электрон от атомов щелочных металлов, у которых он является единственным валентным электроном, дающим начало новому электронному слою.

Таблица 11. Потенциалы ионизации и радиусы атомов элементов второго периода

Если у атомов легче всего отрывается первый электрон, то для каждого следующего электрона энергия ионизации растет, так как свободный заряд иона, притягивающего электроны, при этом увеличивается. Поэтому всегда и т. д.

В периодах, как правило, ионизационный потенциал увеличивается слева направо, при этом восстановительные свойства элементов (атомов) уменьшаются, а окислительные возрастают.

В пределах одной и той же главной подгруппы (как правило) электрон связан тем слабее, чем больше порядковый номер элемента. Это видно из энергий ионизации щелочных металлов (табл. 12).

Таблица 12. Потенциалы ионизации щелочных металлов

Величина энергии ионизации зависит не только от заряда ядра и радиуса атома, но и от воздействия, вызванного волновыми свойствами электронов. Так, энергий ионизации элементов в побочных подгруппах периодической системы меняется незакономерно и с ростом заряда она обычно не уменьшается, как в главных подгруппах, а растет.

Различное изменение потенциалов ионизации главных и побочных подгрупп можно объяснить следующим образом.

У атомов элементов главных подгрупп по мере увеличения порядкового номера увеличивается радиус атома, т. е. расстояние отрываемых электронов от ядра, а следовательно, ослабляется связь этих электронов с ядром и поэтому уменьшаются потенциалы ионизации.

Кроме того, у s- и р-элементов на предпоследнем уровне находится 8 или 18 электронов, которые сильно экранируют заряд ядра. В этом случае величины потенциалов ионизации обусловливаются состоянием внешних электронов.

У атомов побочных подгрупп (d-элементов) наблюдается более сложная зависимость, вследствие того, что у них на последнем уровне находится, как правило, 2 (реже 1) электрона, а соседний с наружным уровень (так называемый d-подуровень) является незавершенным, что сказывается (хотя и непоследовательно) на увеличении потенциалов ионизации сверху вниз, так как d-электроны слабее экранируют заряд ядра.

В побочных подгруппах при переходе от одного элемента к другому (в порядке увеличения заряда ядра) потенциалы ионизации относительно мало изменяются, так как радиусы их атомов сравнительно медленно уменьшаются.

Наряду с энергией ионизации характерным свойством атома является сродство к эмктрону — величина энергии, выделяемая (или поглощаемая) при соединении атома с электроном, т. е. энергия реакции:

где Е — атом, e — электрон; — отрицательный ион.

При присоединении двух и более злектронов к атому энергия отталкивания больше, чем энергия притяжения. Поэтому сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно.

Сродство к электрону выражают обычно в электронвольтах или .

В табл. 13 приведены величины сродства некоторых атомов и молекул к электрону.

Таблица 13. Сродство атомов и молекул к электрону

Из приведенных данных видно, что атомы галогенов, в особенности фтор и хлор, имеют большое сродство к электрону, т. е. они весьма энергично притягивают недостающие (до октета) электроны.

Наиболее легко присоединяют электроны те атомы, которые имеют на внешнем слое 7, 6, 5 или 4 электрона и достраивают орбиту до восымиэлектронной, т. е. приобретают конфигурацию инертных элементов.

Наиболее легко отдают электроны те атомы, у которых на внешнем уровне имеется 1, 2, 3 электрона, и после этого остается также восьмиэлектронная оболочка.

Не следует, однако, считать, что атом тем легче присоединяет электроны, чем прочнее удерживает свои собственные электроны, т. е. что сродство к электрону тем больше, чем больше потенциал ионизации . Такой зависимости нет, так как на соотношение величин сродства к электрону и потенциалов ионизации сильно влияет структура электронной оболочки атома. Это можно наблюдать у атомов инертных элементов, потенциал ионизации которых очень велик, так как их энергетические уровни очень устойчивы, однако по той же причине их сродство к электрону очень мало.

Сродство к электрону определяется положением элемента в периодической системе.

В периодах слева направо величины сродства к электрону возрастают, в подгруппах сверху вниз они, как правило, уменьшаются.

Таким образом, потенциал ионизации может служить мерой восстановительной активности элементов; чем меньше потенциал ионизации атома, тем более сильным восстановителем он является, и, наоборот, чем больше потенциал ионизации, тем слабее восстановительная активность атома.

Сродство к электрону служит мерой окислительной способности атома: чем больше сродство атома к электрону, тем более сильным окислителем он является, так как наиболее легко присоединяет электрон.

Атомы металлов не принимают электроны; напротив, атомы неметаллов способны присоединить электроны. Причем, сродство к электрону у них тем больше, чем ближе к инертному элементу неметалл в периодической системе, т. е. в пределах периода неметаллические свойства усиливаются слева направо.

В реакциях окисления — восстановления отдача каким-либо атомом электрона, т. е. реакция окисления, обязательно должна сопровождаться присоединением электрона к какому-либо другому атому, т. е. реакцией восстановления. Иначе говоря, реакция окисления — восстановления протекает только в том случае, когда суммарный энергетический эффект является положительным, т. е. если в результате перехода электрона от одного атома к другому получится выигрыш энергии.

Разумеется, положительно заряженные ионы обладают сродством к электрону. При присоединении электрона к положительно заряженному иону выделяется энергия в количестве, равном потенциалу ионизации с обратным знаком. Отрицательно заряженные ионы, теряя электроны, приобретают энергию, равную по величине сродству к электрону.

Отсюда можно сделать следующий вывод: реакция может произойти лишь в том случае, если сродство к электрону окислителя больше, чем потенциал ионизации восстановителя.

Для оценки способности элементов к присоединению и отдаче электронов в химии введено понятие электроотрицательности элемента (X), под которой понимают сумму потенциала ионизации атома и его сродства к электрону , т. е. .

Ниже приведены величины электроотрицательностей некоторых элементов, причем электроотрицательность лития принята равной единице:

Из приведенных данных видно, что относительная электроотрицательность в периоде растет с увеличением номера элемента, в группе, наоборот, — уменьшается.

Чем больше величина электроотрицательности элемента, тем сильнее его окислительные (неметаллические) свойства, и, наоборот, элемент, имеющий наименьшее значение электроотрицательности, наиболее активно проявляет восстановительные свойства.

Пользуясь значениями электроотрицательности элементов, легко определить направление перехода электронов в реакциях, например

В первой реакции электроотрицательность водорода 2,1, а фтора 4. Разница между этими величинами относительно велика (4 — 2,1= 1,9). Следовательно, при взаимодействии водорода с фтором переход электронов будет направлен от водорода к фтору, т. е. водород окисляется, а фтор восстанавливается.

Во второй реакции электроотрицательность натрия 0,9, а водорода 2,1; поэтому в данном случае водород выступает уже в роли окислителя, т. е. принимает электроны, а натрий, проявляя восстановительные свойства, — отдает их.

В третьей реакции электроны перемещаются от алюминия к сере, так как электроотрицательность алюминия меньше, чем серы.

Зависимость потенциала ионизации и энергии ионизации от радиуса атома

Задача 968.
Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации атомов щелочных металлов с ростом порядкового номера элементов? Дать объяснение наблюдающимся закономерностям на основе электронного строения атомов.
Решение:
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). Первые потенциалы ионизации (в В) атомов элементов щелочных металлов: Li – 5,39; Na – 5,14; K – 4,34; Rb – 4,18; Cs – 3,89.

Это объясняется тем, что с ростом порядкового номера элементов щелочных металлов закономерно увеличиваются радиусы их атомов. Кроме того, увеличение числа промежуточных электронных слоев, расположенных между ядром атома и внешними электронами, приводит к более сильному экранированию ядра, т.е. к уменьшению его эффективного заряда. Оба эти фактора (растущее удаление внешних электронов от ядра и уменьшение его эффективного заряда) приводят к ослаблению связи внешних электронов с ядром и, следовательно, к уменьшению потенциала ионизации. Потенциал ионизации атома - это минимальная разность потенциалов U, которую должен пройти электрон в ускоряющем электрическом поле, чтобы приобрести кинетическую энергию, достаточную для ионизации атома.

Как видно, с увеличением порядкового номера элемента потенциалы ионизации уменьшаются, что свидетельствует об усилении металлических и соответственно ослаблении неметаллических свойств.

Задача 969.
Чем объяснить различную последовательность расположения щелочных металлов в ряду напряжений и в периодической системе?
Решение:
При сравнении металлов, занимающим то или иное положение в периодической системе, за меру их химической активности — восстановительной способности — принимается величина энергии ионизации свободных атомов, действительно, при переходе, например, сверху вниз по главной подгруппе I группы периодической системы энергия ионизации атомов уменьшается, что связано с увеличением их радиусов (т. е. с большим удалением внешних электронов от ядра) и с возрастающим экранированием положительного заряда ядра промежуточными электронными слоями. Поэтому атомы калия проявляют большую химическую активность — обладают более сильными восстановительными свойствами, — чем атомы натрия, а атомы натрия — большую активность, чем атомы лития.

При сравнении же металлов в ряду напряжений за меру химической активности принимается работа превращения металла, находящегося в твердом состоянии, в гидратированные ноны в водном растворе. Эту работу можно представить как сумму трех слагаемых: энергии атомизации — превращения кристалла металла в изолированные атомы, энергии ионизации свободных атомов металла и энергии гидратации образующихся ионов. Энергия атомизации характеризует прочность кристаллической решетки данного металла. Энергия ионизации атомов - отрыва от них валентных электронов - непосредственно определяется положением металла в периодической системе. Энергия, выделяющаяся при гидратации, зависит от электронной структуры нона, его заряда и радиуса. Ноны лития и калия, имеющие одинаковый заряд, но различные радиусы, будут создавать около себя неодинаковые электрические поля. Поле, возникающее вблизи маленьких ионов лития, будет более сильным, чем поле около больших ионов калия, Отсюда ясно, что ионы лития будут гидратироваться с выделением большей энергии, чем ноны калия.

Таким образом, в ходе рассматриваемого превращения затрачивается энергия на атомизацию н ионизацию и выделяется энергия при гидратации. Чем меньше будет суммарная затрата энергии, тем легче будет осуществляться весь процесс и тем ближе началу ряда напряжений будет располагаться данный металл.

Но из трех - слагаемых общего баланса энергии только одно — энергия ионизации (Энергия ионизации - это энергия, которую необходимо затратить, для того чтобы оторвать электрон от атома элемента) — непосредственно определяется положением металла в периодической системе. Следовательно, нет оснований ожидать, что взаимное положение тех или иных металлов в ряду напряжений всегда будет соответствовать их положению в периодической системе. Так, для лития суммарная затрата энергии оказывается меньшей, чем для калия, в соответствии с чем литий в ряду напряжений расположен раньше калия.

Определение потенциалов ионизации (энергии ионизации) атомов элементов

Задача 195.
Для атома углерода значения последовательных потенциалов ионизации составляют (в В): I₁ = 11,3, I₂ = 24,4, I₃ = 47,9, I₄ = 64, I₅ =392. Объяснить: а) ход изменения потенциалов ионизации; б) чем вызван резкий скачок при переходе от I4 к I5.
Решение:
Энергией ионизации называют энергию, которую нужно затратить для отрыва электрона от атома с превращением его в положительно заряжённый ион. Энергию ионизации выражают в электрон-вольтах (эВ).

Энергию ионизацию можно определить, бомбардируя атомы электронами, ускоренными в электрическом поле. Наименьшую разность потенциалов, при которой скорость электронов становится достоянием для ионизации атомов, называют потенциалом ионизации атомов данного элемента. Потенциал ионизации (I), выраженный в вольтах (В), численно равен энергии ионизации (Е), выраженной в электрон-вольтах.

Первый потенциал ионизации соответствует энергии отрыва первого электрона, второй – энергии отрыва второго электрона и т.д. По мере отрыва электронов от атома положительный заряд образующегося иона возрастает, поэтому для отрыва каждого последующего электрона требуется большая затрата энергии, так что последовательные потенциалы ионизации атома углерода (I₁, I₂, I₃, I₄) возрастают. Особенно резко возрастает потенциал ионизации при отрыве электрона с главным квантовым числом меньшим, чем у предыдущего. Так в случае атома С (2s 2 2p 2 ) разность между I₁ и I₂ составляет I₃,13 (24,4 – 11,3 = 13,В), что меньше, чем между I₂ и I₃ (23,5В) и между I₃ и I₄ (16,1В). Это связано с большей затратой энергии на удаление третьего электрона, находящегося, в отличие от двух предыдущих, на более близком от ядра расстоянии.

Резкий скачок потенциала ионизации при переходе от I₄ к I₅ можно объяснить тем, что после отрыва четырёх внешних электронов образуется система, состоящая из одного энергетического слоя (1s 2 ), которая обладает высокой устойчивостью завершённого электронного слоя, а также меньшим значением n(n = 1).

Задача 196.
Энергии ионизации атомов благородных газов составляют (в эВ): Не 24,6; Ne 21,6; Аг — 15,8; Кг 14,0; Хе — 12,1; Ru — 10,8. Объяснить ход изменения энергии ионизации в этой подгруппе.
Решение:
Энергией ионизации называют энергию, которую нужно затратить для отрыва электрона от атома с превращением его в положительно заряжённый ион. Энергию ионизации выражают в электрон-вольтах (эВ). При достаточной энергии можно удалить из атома два, три и более электронов.

Электронная конфигурация валентных электронов благородных газов выражается общей формулой ns 2 np 6 . В пределах подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением зарядов ядер, что объясняется увеличением числа электронных слоёв и растущим удалением внешних электронов от ядра. Всё это приводит к тому, что для отрыва электрона от атома неона будет затрачено больше энергии, чем от атома гелия. Поэтому наибольшей энергией ионизации будет обладать атом гелия, а наименьшей – атом радона.

Задача 197.
Значение первых потенциалов ионизации элементов I группы периодической системы элементов соответственно равны (в В): Li - 5,4; Сs - 3,9; Сu - 7,7; Аg - 9,2. Указать: а) у элементов какой подгруппы I группы металлические свойства выражены более резко; 6) чем объяснить различный ход изменения значений потенциалов ионизации в подгруппах.
Решение:
а) Элементы первой группы содержат на внешнем электронном слое по одному электрону. Атомы всех щелочных металлов имеют на внешнем энергетическом уровне единственный электрон. Общая конфигурация электронов их валентных подуровней. Валентный электрон эффективно экранирован от зарядов ядер электронами внутренних оболочек, которые имеют конфигурации оболочек благородных элементов. Поэтому первые энергии ионизации I₁, у атомов щелочных металлов имеют небольшие значения. Другое следствие эффективного экранирования валентных электронов – большие атомные и, соответственно, ионные радиусы щелочных металлов.

Электронная конфигурация у элементов подгруппы меди имеют вид: (n - 1)d 10 ns 1 , т.е. на внешнем электронном слое находится по одному s-электрону, как и у элементов главной подгруппы. Однако, из-за того, что предпоследний слой у атомов меди и серебра, в отличие от атомов щелочных металлов, содержит восемнадцать электронов, что обуславливает большее электростатическое взаимодействие между положительно заряжённым ядром и электронами, приводящее к уменьшению атомного объёма. Поэтому медь и серебро – малоактивные металлы.

Потенциал ионизации (энергия ионизации) может служить мерой большей или меньшей «металличности» элемента: чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента. Так потенциалы ионизации у щелочных металлов имеют меньшие значения, чем у элементов подгруппы меди, значит, металлические свойства щелочных металлов выражены в большей степени, чем меди и серебра.

б) В главных подгруппах радиусы атомов элементов одинаково возрастают с увеличением заряда ядра. Кроме того, увеличение числа электронных слоёв, промежуточных между ядром атома и внешними электронами, приводит к более сильному экранированию ядра, т.е. к уменьшению его эффективного заряда. Оба эти фактора (растущее удаление внешних электронов от ядра и уменьшение его эффективного заряда) приводит к ослаблению связи внешнего электрона с ядром и, следовательно, к уменьшению потенциала ионизации.

У элементов подгруппы меди тоже наблюдается возрастание атомного радиуса, но в месте с тем, при увеличении заряда ядра и количества электронов, происходит усиление электростатического взаимодействия между ядром и электронами, что приводит к большему укреплению связи внешнего электрона с ядром, т.е. к увеличению потенциала ионизации.

Задача 198.
Одинакова ли энергия ионизации атома цезия и атома лития, у которого валентный электрон предварительно возбужден на 6s-подуровень? Ответ обосновать.
Решение:
У атомов лития и цезия на внешнем электронном слое находится по одному s-электрону, только у атома лития s-электрон находится на втором энергетическом уровне (2s 1 ), а у цезия – на шестом (6s 1 ). Заряды ядер атомов лития и цезия, соответственно составляют +3 и +55. При возбуждении валентного электрона атома лития на 6s-подуровень, атом лития приобретает шесть энергетических уровней. При этом заряд ядра его атома не изменяется, а остаётся прежним +3, но объём атома существенно увеличивается. Что приводит к уменьшению связи внешнего электрона с ядром и, соответственно, к уменьшению энергии ионизации I₁.

Хотя возбуждённый атом лития, как и атом цезия, содержит валентный электрон на шестом энергетическом уровне, энергии ионизации I₁ их атомов будут иметь различные значения, потому что у них разные заряды и разное число электронов и, следовательно, различное электростатическое взаимодействие этих электронов с ядром атома. Очевидно, что при малом заряде ядра атома лития, энергия ионизации I₁ атома возбуждённого лития будет иметь меньшее значение, чем атома цезия.

Задача 199.
Как изменяется с ростом порядкового номера значение первого потенциала ионизации у элементов второго периода? Чем объяснить, что первый потенциал ионизации атома Ве больше, чем атомов Li и В?
Решение:
В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента (Z) имеет место тенденция к уменьшению размеров атомов. Это объясняется увеличивающимся притяжением электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания его заряда. Закономерно с уменьшением радиуса атомов (ra) в периоде возрастает потенциал ионизации (I₁) атомов элементов второго периода. Но увеличение потенциала ионизации у элементов II-го периода происходит неравномерно. Так у атома лития потенциал ионизации I₁ наименьший, потому что радиус его атома наибольший и, поэтому 2s 1 -электрон легко отрывается от атома, кроме того, 1s-электронное облако первого уровня экранирует ядро и снижает эффективный заряд (Z_эф). При переходе к бериллию эффект экранирования остаётся прежним и значения Z_эф и I₁ растут. К тому же у атома бериллия полностью завершается заполнение электронами 2s-подуровня и возникает новый электронный экран, который лишь немного снижает у атома бора. Так как 2s- и 2p-подуровни имеют приблизительно одинаковые значения энергии, то появление нового p-подуровня у атома бора приводит лишь к незначительному снижению потенциала ионизации I₁ и эффективного заряда ядра Z_эф.Далее у атомов углерода и азота, по мере заполнения 2p-орбиталей электронами (по одному на каждой орбитали), происходит рост Z_эф и I₁.

У атома кислорода начинается заполнение 2p-орбиталей вторыми электронами со спином m_s = -1/2. Энергия взаимного отталкивания двух электронов в небольшом объёме гантелевидного 2p-облака проявляется в уменьшении I₁. Затем снова идёт рост I₁ и Z_эф по мере заполнения 2p-орбиталей вторыми электронами у атомов фтора и неона. После завершения 2p-подуровня (атом Ne) I₁ приобретает максимальное значение у элементов II-го периода, расположенных в конце периода.

Таким образом, при завершении заполнения 2s-подуровня потенциал I₁ возрастает, при начале заполнения электронами 2p-подуровня первым электроном, т.е. при появлении нового подуровня I₁ уменьшается, а затем возрастает до заполнения p-орбиталей по одному электрону (у B, C, N). Затем, значение I₁ снова уменьшается при начале заполнения 2p-орбиталей вторыми электронами (О) и, увеличивается до полного заполнения 2p-орбиталей (F и Ne).

Задача 200. Объяснить ход изменения энергии ионизации (эВ) в ряду Mg – Al –Si
Решение:
Магний на внешнем электронном слое содержит два 3s-электрона, алюминий – три электрона (два 3s и один 3p), кремний – четыре электрона (по два 3s и 3p). По мере последовательного отрыва электронов от атомов положительный заряд образующихся ионов возрастает. Поэтому для удаления каждого последующего электрона требуется большая затрата энергии, так что последовательные энергии ионизации атома (I₁, I_2, I₃) возрастают, что и наблюдается у атомов Mg, Al и Si. Особенно резко возрастает энергия ионизации при отрыве электрона с главным квантовым числом меньше, чем у предыдущего электрона. Так в случае Mg (3s 2 ) разность между I₁ и I₂ много меньше, чем между I₂ и I₃. У Al и Si этой закономерности не наблюдается, так как у Al (3s 2 3p 1 ) и у Si (3s 3 p 4 ) все три электрона находятся на одном энергетическом уровне.

Энергия ионизации I₁ у алюминия меньше, чем у магния. Объясняется это тем, что при переходе от Mg к Al начинается заполнение электронами нового 3p-подуровня, т.е. возникает новый электронный экран, который немного снижает I₁ у атома Al, так как 3s- и 3p-электронные облака имеют приблизительно одинаковые размеры. Далее у атома Si происходит рост.

Энергия ионизации I₂ с ростом Z атомов элементов в периоде, с уменьшением их радиусов, закономерно увеличивается, так как вторые электроны у магния и алюминия с одинаковыми квантовыми показателями (3s-электроны). У кремния I₂ уменьшается, так как возникает новый электронный экран, причём это уменьшение незначительно, потому что 3s- и 3p-орбитали лишь немного разнятся по энергии между собой.

Энергия ионизации I₃ у магния наибольшая, чем у алюминия и кремния. Объясняется это тем, что у атома магния третий электрон, который отрывается, имеет меньшее значение главного квантового числа (n + l = 2), чем у алюминия и кремния (n + l = 3). Наименьшее значение I₃ у алюминия объясняется тем, что отрывается 3s-электрон и образуется устойчивый ион Al 3+ с конфигурацией электронов атома Ne, являющейся энергетически более устойчивой системой, чем Mg 3+ и Si 3+ . У кремния наблюдается незначительный рост I₃ по отношению к атому алюминия, так как радиус атома кремния меньше, чем у алюминия.

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:

Читайте также: