Радиус атома щелочных металлов
Обновлено: 16.05.2024
Щелочны́е мета́ллы — это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы) [1] : литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, и унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.
Содержание
Общая 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 внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns 1 . Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).
Некоторые свойства щелочных металлов
| Атомный номер | Название, символ | Металлический радиус, нм | Ионный радиус, нм | Потенциал ионизации, эВ | ЭО | p, г/см³ | tпл, °C | tкип, °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 |
| 87 | Франций Fr | ? | 0,18 | ? | 0,7 | 1,87 | 27 | 6778 |
| 119 | Унуненний Uue | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? |
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 алюмосиликата калия K2[Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2[Al2Si6O16]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl • KCl, карналлит KCl • MgCl2 • 6H2O, полигалит K2SO4 • MgSO4 • CaSO4 • 2H2O.
Химические свойства щелочных металлов
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.
1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:
При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.
2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.
- 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 О2 2− и надпероксид-ион O2 − .
Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО3. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:
| Формула кислородного соединения | Цвет |
|---|---|
| Li2O | Белый |
| Na2O | Белый |
| K2O | Желтоватый |
| Rb2O | Жёлтый |
| Cs2O | Оранжевый |
| Na2O2 | Светло- жёлтый |
| KO2 | Оранжевый |
| RbO2 | Тёмно- коричневый |
| CsO2 | Жёлтый |
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:
Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями
| Щелочной металл | Цвет пламени |
|---|---|
| Li | Карминно-красный |
| Na | Жёлтый |
| K | Фиолетовый |
| Rb | Бурокрасный |
| Cs | Фиолетово-красный |
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
2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:
катод: Na + + e → Na
3. Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600-900 °C:
Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка. [источник не указан 578 дней]
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
Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:
катод:
анод:
Прежде щёлочь получали реакцией обмена:
Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na2CO3.
Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:
Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:
Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.
Карбонаты
Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:
Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO3 − , необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону: Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.
При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na2CO3 и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:
Основной потребитель соды — стекольная промышленность.
Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.
Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO3 − .
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 | tпл, °C | tкип, °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 |
Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы.
Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмюсиликата калия K2[Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2[Al2Si6O16]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl • KCl, карналлит KCl • 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:
| Li | Карминно-красный |
| Na | Жёлтый |
| K | Фиолетовый |
| Rb | Беловато-розовый |
| Cs | Фиолетово-красный |
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
Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:
Периодическая система химических элементов Менделеева
Классификация хим. элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона/
198095, г.Санкт-Петербург, ул.Швецова, д.23, лит.Б, пом.7-Н, схема проезда
К щелочным металлам относятся литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.
Щелочные металлы:
Щелочные металлы – это химические элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева (по устаревшей классификации – элементы главной подгруппы I группы):
При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами.
Строение атомов щелочных металлов:
Особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns 1 . Щелочные металлы относятся к элементам s-семейства.
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 – самый низкий) и электроотрицательности. Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядных катионов .
Так, электронная конфигурация атома лития 1s 2 2s 1 . атом лития состоит из положительно заряженного ядра (+3), вокруг которого по атомным оболочкам (двум s-орбиталям) движутся три электрона. Поскольку литий расположен во втором периоде, оболочки всего две, одна из которых является внешней. При этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома цезия на 2s-орбитали находятся один неспаренный электрон. Электроны, расположенные на внешней оболочке, называются валентными и участвуют в образовании химических связей. В свою очередь ядро атома лития состоит из трех протонов и четырех нейтронов.
Радиус атома лития составляет 145 пм. Потенциал ионизации (первый электрон) атома лития равен 5,39 эВ (519,9 кДж/моль). Электроотрицательность атома лития равна 0,98 (шкала Полинга).
Электронная конфигурация атома натрия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Атом натрия состоит из положительно заряженного ядра (+11), вокруг которого по трем оболочкам движутся 11 электронов. При этом 10 электронов находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем. Поскольку натрий расположен в третьем периоде, оболочек всего три. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. Третья – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома натрия – на 3s-орбитали находится один неспаренный электрон. В свою очередь ядро атома натрия состоит из 11 протонов и 12 нейтронов.
Радиус атома натрия составляет 190 пм. Потенциал ионизации атома натрия равен 5,14 эВ (495,6 кДж/моль). Электроотрицательность атома натрия равна 0,93 (шкала Полинга).
Электронная конфигурация атома калия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 . Атом калия состоит из положительно заряженного ядра (+19), вокруг которого по четырем оболочкам движутся 19 электронов. При этом 18 электронов находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем. Поскольку калий расположен в четвертом периоде, оболочек всего четыре. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая и третья – внутренние оболочки представлена s- и р-орбиталями. Четвертая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома калия – на 4s-орбитали находится один неспаренный электрон. В свою очередь ядро атома калия состоит из 19 протонов и 20 нейтронов.
Радиус атома калия составляет 235 пм. Потенциал ионизации атома калия равен 4,34 эВ (418,5 кДж/моль). Электроотрицательность атома калия равна 0,82 (шкала Полинга).
Электронная конфигурация атома рубидия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 . Атом рубидия состоит из положительно заряженного ядра (+37), вокруг которого по пяти оболочкам движутся 37 электронов. При этом 36 электронов находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем. Поскольку рубидий расположен в пятом периоде, оболочек всего пять. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая и четвертая – внутренние оболочки представлены s- и р-орбиталями. Третья – внутренняя оболочка представлена s-, р- и d-орбиталями. Пятая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома рубидия на 5s-орбитали находится один неспаренный электрон. В свою очередь ядро атома рубидия состоит из 37 протонов и 48 нейтронов.
Радиус атома рубидия составляет 248 пм. Потенциал ионизации атома рубидия равен 4,17 эВ (402,8 кДж/моль). Электроотрицательность атома рубидия равна 0,82 (шкала Полинга).
Электронная конфигурация атома цезия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 6s 1 . Атом цезия состоит из положительно заряженного ядра (+55), вокруг которого по шести оболочкам движутся 55 электронов. При этом 54 электрона находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем. Поскольку цезий расположен в шестом периоде, оболочек всего шесть. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая и пятая – внутренние оболочки представлены s- и р-орбиталями. Третья и четвертая – внутренние оболочки представлены s-, р- и d-орбиталями. Шестая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома цезия на 6s-орбитали находятся один неспаренный электрон. В свою очередь ядро атома цезия состоит из 55 протонов и 78 нейтронов.
Радиус атома цезия составляет 267 пм. Потенциал ионизации атома цезия равен 3,89 эВ (375,5 кДж/моль). Электроотрицательность атома цезия равна 0,79 (шкала Полинга).
С увеличением порядкового номера у щелочных металлов увеличиваются радиус атома, способность отдавать валентные электроны и восстановительная активность, уменьшается электроотрицательность и энергия ионизации.
Физические свойства щелочных металлов:
Все щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень легкие, мягкие и пластичные, их можно резать скальпелем и ножом. Щелочные металлы имеют небольшую плотность. Так, литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности , реагируя с ней. Щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью. Они имеют низкую температуру плавления и кипения.
С увеличением порядкового номера у щелочных металлов уменьшаются плотность, температура плавления, температура кипения, твердость.
Химические свойства щелочных металлов:
Все щелочные металлы обладают высокой химической активностью. Они проявляют высокую химическую активность при взаимодействии с водой, кислородом, галогенами и другими соединениями. Поэтому хранят щелочные металлы под слоем керосина или в запаянных ампулах. В соединениях щелочные металлы проявляют единственную степень окисления +1. Все соединения щелочных металлов носят ионный характер. Почти все соединения растворимы в воде.
С увеличением порядкового номера у щелочных металлов усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические свойства, увеличивается восстановительная способность, возрастает химическая активность их щелочей.
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.
Щёлочные металлы
Щелочны́е мета́ллы — 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. Эти 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 щелочами.
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 ns 1 . Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).
| Атомный номер | Название, символ | Металлический радиус, нм | Ионный радиус, нм | Потенциал ионизации, эВ | ЭО | p, г/см³ | tпл, °C | tкип, °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 золотисто-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.
Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмюсиликата калия K2[Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2[Al2Si6O16]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, карналлит KCl • MgCl2 • 6H2O, полигалит K2SO4 • MgSO4 • CaSO4 • 2H2O.
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.
Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О2 2- и надпероксид-ион O2 - .
| Формула кислородного соединения | Цвет |
|---|---|
| Li2O | Белый |
| Na2O | Белый |
| K2O | Желтоватый |
| Rb2O | Жёлтый |
| Cs2O | Оранжевый |
| Na2O2 | Светло- жёлтый |
| KO2 | Оранжевый |
| RbO2 | Тёмно- коричневый |
| CsO2 | Жёлтый |
| Щелочной металл | Цвет пламени |
|---|---|
| Li | Карминно-красный |
| Na | Жёлтый |
| K | Фиолетовый |
| Rb | Беловато-розовый |
| Cs | Фиолетово-красный |
Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетические моющие средства|синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.
Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO3 - , необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону: Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.
В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO3, гидрокарбонат калия KHCO3 хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K2CO3 получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:
Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO3 - .
Читайте также: