Самый сильный щелочной металл

Обновлено: 02.07.2024

С детства мы знаем, что существуют металлы и неметаллы. Металлы – это твердые вещества, обладающие металлическим блеском, проводящие электрический ток и тепло. Они ковкие, благодаря чему металлические изделия можно использовать во вторичном производстве. Но, оказывается, как химические элементы, металлы сильно отличаются друг от друга. Существуют такие металлы, которые нельзя брать в руки и мочить, потому что это может привести к травмам и серьезным ожогам. О таких металлах поговорим в этой статье.

План урока:

Представители щелочных металлов

Щелочные металлы – это группа высокоактивных металлов. Название происходит от продукта взаимодействия этих веществ с водой, в результате которой образуется щелочь (сложное химическое соединение). Найти в природе такие металлы, сделать из них изделие или просто хранить в виде слитка невозможно. Эти металлы сразу окисляются кислородом воздуха.

К щелочным металлам относятся: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.

Строение атомов щелочных металлов

В таблице Менделеева щелочные металлы расположены в первой группе. Такое положение не случайно, а отражает строение атома и химические свойства.

Химические свойства элементов напрямую зависят от строения атома. Атом любого элемента состоят из ядра, имеющего положительный заряд и электронов, образующих энергетически облака вокруг ядра.

Ядро и электроны притягиваются за счет электростатического напряжения. Соответственно, чем меньше у электрона силы сопротивления, тем ближе он будет к ядру. Электроны с большей энергией способны отдаляться на периферию атома.

По мере смены периодом, количество электронов и энергетических уровней будет увеличиваться. Общий параметр атомов всех щелочных металлов является 1 электрон на внешнем энергетическом уровне.

Изменение химических свойств щелочных металлов

По мере продвижения от первого до последнего периода, в атомах щелочных металлов происходит увеличение количества атомов и электронных облаков. Чем дальше атом оказался от ядра, тем меньше притяжение между ними. За счет этого, отдаленный (последний) электрон проще отсоединить от атома. Легкость отщепления электронов определяет реакционную способность. Отщепление электрона приводит к окислению собственного атома и восстановлению окислителя.

Таким образом, восстановительные свойства щелочных металлов увеличиваются сверху вниз в группе. Самый активный металл – цезий.

Внешний вид и физические свойства щелочных металлов

Щелочные металлы обладают всеми характерными свойствами: серебристый цвет (исключение: цезий – золотистого цвета) металлический блеск, электро- и теплопроводность, ковкость, пластичность.

Особенным качеством является мягкость и легкость за счет низкой плотности вещества. Эти металлы можно резать ножом, разминать руками (в перчатках) и ломать.

Нахождение в природе щелочных металлов

Из-за высокой реакционной активности, щелочные металлы не встречаются в природе в виде самородков или чистых залежей. Обнаружить их можно в составе солей. Многие природные минералы содержат ион щелочного металла в своей структуре.

Таблица. Минералы, в состав которых входят ионы щелочных металлов

Как видно из таблицы, чем выше активность элемента, тем ниже его встречаемость в природе. Элемент последнего периода первой группы – франций – вообще не встречается в природе даже в составе минералов. Этот элемент является радиоактивным и является промежуточным продуктом распада Урана-235. Его общее содержание в земной коре оценивается в 380 граммов.

Обнаружение ионов металлов в соединениях

Самый простой способ определения иона металла – окраска пламени. Для соли каждого металла характерен свой цвет:

Литий – красный,
Калий – фиолетовый,
Натрий – желтый,
Рубидий – розовый,
Цезий – синий.

Соли франция такой проверке не подвергаются.

Для такой проверки важно, чтобы в пламени не было других примесей, меняющий цвет, иначе проверка будет недостоверна.

Качественные реакции

Обнаружение катионов лития

Обнаружить ионы металлов в соли можно с помощью качественной реакции.

Для обнаружения катионов лития используют фосфорную кислоту. Получившийся белый фосфат лития растворим только в концентрированной азотной кислоте и солях аммония:

В растворимых солях литий можно обнаружить с помощью фторида аммония. При реакции образуется белый нерастворимый осадок фторида лития:

Обнаружение катиона натрия

Ионы натрия можно обнаружить реакцией с комплексной солью гексагидроксостибатом (V). При низких температурах и в нейтральной среде образуется мелкокристаллическая белая соль натрия:

Эту реакцию проводят на предметном стекле. За образованием и формой кристаллов наблюдают под микроскопом или бинокуляром.

Обнаружение катиона калия

В кислой и нейтральной среде ионы калия образуют двойную комплексную соль с гексанитрокабальтатом натрия (III). Эта соль нерастворима в воде и имеет желтый цвет:

Особенность реакции в ее медленном течении. Реакционную смесь оставляют на несколько часов. Для ускорения реакции можно тереть стеклянной палочкой по стенке пробирки. Это приводит к формированию статического электричества, что усиливает притяжение ионов друг к другу.

Еще одним способом обнаружения катионов калия служит реакция с гидротартратом натрия NaHC₄H₄O₆. В этом случае образуется соль белого цвета. Реакцию можно ускорить потиранием стеклянной палочной о поверхность пробирки:

Обнаружение катионов рубидия, цезия

Катионы рубидия и цезия – высокоактивные ионы, поэтому не обнаруживаются качественными реакциями. Все соединения прозрачные и хорошо растворимы в воде. Основными способами их обнаружения в составе соли служит осаждение органическими ароматическими растворами. Способа разделения цезия и рубидия из смеси в настоящее время нет.

Обнаружение ионов франция

Как радиоактивный металл, франций не входит в состав обычных солей. Его обнаружение проводится методом спектрометрии и радиационных приборов.

Химические свойства щелочных металлов

Все металлы являются восстановителями, поэтому они вступают в реакцию с различными окислителями. К таким относятся простые неметаллы и сложные соединения, обладающие окислительными свойствами.

Реакция с простыми неметаллами

Щелочные металлы активно вступают в реакции с галогенами. При этом образуется соответствующий галогенид. С серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов реагируют только при нагревании:

В реакции с кислородом щелочные металлы образуют пероксиды (кроме лития), повторное окисление которых приводит к образованию оксидов:

Специальных условий для окисления металлов кислородом не требуется, поэтому щелочные металлы хранят под слоем парафина, вазелина или масла без доступа кислорода.

Взаимодействие с водой

Реакция щелочных металлов с водой происходит с выделением большого количества тепла. Выделяющийся в ходе реакции водород может воспламеняться, что в некоторых случаях приводит к взрыву.

Взаимодействие с сильными кислотами

В реакциях щелочных металлов с кислотами образуются соответствующие соли. Особенных проявлений свойств щелочных металлов здесь нет:

Специфические химические свойства лития

В некоторых реакциях литий проявляет отличные от остальных щелочных металлов свойства. Например, это единственный металл, реагирующий с азотом без нагревания:

Нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.

В реакции с лития с кислородом образуется оксид лития:

Получение щелочных металлов

Получить щелочные металлы в чистом виде можно только электролизом расплавов их солей:

катод (–) (Na + ): Na + + е = Na 0 ,

анод (–) (Cl – ): Cl – – е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl₂;

Если использовать раствор соли, катионы металла будут сразу вступать в реакцию с образованием щелочей:

катод (–) (Na + ; Н + ): H + + е = H 0 , 2H 0 = H₂

анод (+) (Cl – ; OН – ): Cl – – е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl₂;

Применение соединений щелочных металлов

Основные области применения данных солей – медицина, кулинария, строительство, химическая промышленность.

Наиболее используемый щелочной металл – натрий. Он служит катализатором синтеза металлов, служит теплоносителем в атомных реакторах.

Хлорид натрия – соединение, используемое в каждом доме. Это безопасная соль, используемая в кулинарии. Так же, хлорид натрия применяется в медицине для приготовления физиологических растворов.

Литий и его щелочи служат основой изготовления щелочных батареек. Длительное время это был единственный способ создания портативных энергоносителей.

Калий и натрий используются для изготовления мыла в качестве омыляющего компонента.

Соли калия используются в сельском хозяйстве в качестве удобрения.

Калий, рубидий и натрий используются в атомной промышленности и атомной энергетике. Эти металлы служат катализаторами многих реакций.

Литий добавляется во многие сплавы для улучшения металлических свойств.

Соединения лития, рубидия и цезия используют при изготовлении цветных стекол.

Франций пока не имеет практического применения в связи с высокой радиоактивностью.

Щелочные металлы

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:

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Li - 2s 1
Na - 3s 1
K - 4s 1
Rb - 5s 1
Cs - 6s 1
Fr - 7s 1

Природные соединения

NaCl - галит (каменная соль)
KCl - сильвин
NaCl*KCl - сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора - невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно - безводных):

NaCl → Na + Cl₂↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий - пероксид, калий, рубидий и цезий - супероксиды.

K + O₂ → KO₂ (супероксид калия)

Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.

Li + H₂ → LiH (в гидридах водород -1)

Na + F₂ → NaF (в фторидах фтор -1)

Na + S → Na₂S (в сульфидах сера -2)

K + N₂ → K₃N (в нитридах азот -3)

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда - взрыв.

Na + H₂O → NaOH + H₂↑ (воду можно представить в виде HOH - натрий вытесняет водород)

Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: ". в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет". Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.

Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий - в желтый, калий - в фиолетовый, рубидий - синевато-красный, цезий - синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R₂O, например: Na₂O, K₂O.

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → LiOH (осн. оксид + вода = основание - реакция идет, только если основание растворимо)

Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃ (обратите внимание - мы сохраняем СО серы +4)

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам - растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH - едкий натр, KOH - едкое кали.

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H₂O → (электролиз!) KOH + H₂ + Cl₂ (на катоде выделяется водород, на аноде - хлор)

Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

LiOH + H₂SO₄ → LiHSO₄ + H₂O (соотношение 1:1, кислота в избытке - получается кислая соль)

2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O (соотношение 2:1, основание в избытке - получается средняя соль)

KOH + SO₂ → KHSO₃ (соотношение 1:1 - получается кислая соль)

2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O (соотношение 2:1 - получается средняя соль)

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов - смешанных оксидов (при высоких температурах - прокаливании).

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)₃ → NaAlO₂ + H₂O (при прокаливании образуется окисел - смесь двух оксидов: Al₂O₃ и Na₂O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl₂ → NaClO₃ + NaCl + H₂O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:

NaOH + I₂ → NaIO₃ + NaI + H₂O (с нагреванием)

NaOH + S → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO₂, который соответствует сразу двум кислотам - и азотной, и азотистой.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Щелочные металлы – список и особенности взрывоопасных элементов

Продукты на основе этих металлов стали неотъемлемой частью жизни человека. Это и поваренная соль, и пищевая сода, и марганцовка.

Щелочные металлы ценят преподаватели химии: опыты с такими субстанциями способны увлечь химией любого.

Что представляют собой

Щелочные металлы – это элементы, занимающие почти весь первый столбец таблицы Менделеева. Кроме них, там расположился только водород.

К щелочным металлам относятся:

Названы щелочными вследствие растворимости соединений водой.

Результат воздействия воды – гидроксиды. Они также растворимы, потому называются щелочами.

Древние славяне под выщелачиванием подразумевали растворение вещества водой.

Особенности структуры

У атома щелочного металла на внешнем слое один электрон. Степень окисления у металлов группы одна – +1.

Этим обусловлена сходность характеристик элементов щелочного сегмента.

Как представлены в природе

Щелочная группа представлена на планете по-разному:

Самые распространенные элементы – натрий с калием.
Литий, рубидий, цезий причислены к редким и рассеянным.
Самым редкостным щелочным металлом является франций. По редкости этот радиогенный материал – второй на планете: суммарный объем в земной коре не превышает трети килограмма.

Из-за повышенной активности щелочные металлы в природе не встречаются. Лишь как соединения с прочими элементами.

Поставщики натрия с калием:

Хлорид натрия – обычная каменная соль. Ее содержит вода морей и океанов.
Глауберова соль.
Соли калия находят в почвах.

Металлы входят в структуру ряда минералов. Это в основном алюмосиликаты: альбит – натриевый; ортоклаз (полевой шпат) – калийный.

Технология получения

Щелочные металлы получают несколькими способами:

Электролиз. Материалом служат расплавы их хлоридов (или других галогенидов) либо гидроксиды. Растворы солей как исходник не годятся: конечным продуктом становятся водород и щелочи.
Восстановление из бромида, хромата либо хлорида. Восстановителями выступают магний, цирконий, кальций, кремний. Процесс получения протекает в вакууме при температурах под 1000°С, образующийся металл периодически отгоняется.

Натрий восстанавливают из карбоната. Ингредиенты: уголь, известняк, температура 990°C. Для промышленных нужд синтезируют гидроксид из крепкого раствора поваренной соли.

Физико-химические свойства

Металлы щелочного сегмента наделены общими и оригинальными физическими и химическими свойствами.

Физические характеристики

Элементы группы наделены общими физическими свойствами:

Мягкость. Любой (кроме лития) легко режется.
Легкость. Плотность лития, натрия, калия меньше единицы. Они не тонут в воде.
Серебристо-белый цвет. Только цезий наделен желтоватостью на серебристом фоне.
Металлический отблеск.

Оксиды группы обладают типичными для этого вида соединений свойствами: реагируют с водой, кислотами, их оксидами. У каждого свой цвет. Устойчивость и цветность оксидов щелочных элементов увязана с габаритами атома.

Химические параметры

Главная особенность щелочной группы – чрезмерная химическая активность:

Разогретые щелочные элементы реагируют с азотом, кремнием, галогенами, серой, фосфором, углеродом. Результат – соответствующие продукты (галогениды, сульфиды, карбиды, силициды, др.)
При нагревании с прочими металлами образуются полуметаллы (интерметаллиды).
На воздухе сгорают.

При взаимодействии металлов с водой выделяется водород, возможен взрыв.

Окраска пламени щелочными металлами и их соединениями:

Щелочной металл	Цвет пламени
Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Буро-красный
Cs	Фиолетово-красный

Элементы, не тонущие в воде, горят и взрываются в ней:

Калий создает пламя фиалковой гаммы, взрыв самый сильный.
У натрия пламя желтое, взрыв послабее.
Литий просто горит.

Взрывом заканчивается реакция с кислотами.

Все щелочные металлы бурно реагируют на воду. Процесс сопровождается водородным фонтаном, затем пламенем, взрывом.

Мирно протекают реакции со спиртами, карбоновыми кислотами, другими органическими субстанциями.

Формула кислородного соединения	Цвет
Li2O	Белый
Na2O	Белый
K2O	Желтоватый
Rb2O	Жёлтый
Cs2O	Оранжевый
Na2O2	Светло- жёлтый
KO2	Оранжевый
RbO2	Тёмно- коричневый
CsO2	Жёлтый

Как опознать щелочной металл

Вид щелочного металла «выдает» окрас пламени:

Натрий либо его соединения делают пламя охристо-желтым.

Где используются

Промышленники оценили утилитарные свойства щелочных металлов. Они легкоплавки, пластичны (раскатываются до фольги), хорошо куются, пропускают тепло и электричество.

Самый известный продукт – поваренная соль (формула NaCl). Ее дополняют кальцинированная сода с едким натром (карбонат, гидроксид натрия), марганцовка (перманганат калия).

Их производят миллионами тонн:

Каустическая сода (в просторечии едкий натр) – ингредиент при варке мыла, производстве алюминия, искусственных волокон.
Кальцинированная сода – сырье для получения мыла, стекла, заменитель хозяйственного мыла.

Каустическая и кальцинированная сода, глауберова соль несъедобны. Только столовая сода и поваренная соль.

Пищевая сода нашла применение как домашнее средство для устранения ангины, обязательный ингредиент выпечки, натуральный консервант.

Альбит и ортоклаз классифицируются как коллекционный и декоративно-поделочный материал.

Техника безопасности

Химически активные элементы требуют осторожности.

При самостоятельной работе соблюдают следующие правила:

Перед началом работы надеть защитные перчатки и очки (маску).
Кусочек отрезают скальпелем от массива, не вытаскивая из керосина.
В емкости, заполненной аргоном, счищают с поверхности остатки оксидов.
Очищенный образец помещают в сосуд, где будет проводиться опыт.
Остатки, не затронутые реакцией, засыпают сухим спиртом.

Аналогичный порядок работы со щелочноземельными элементами. Они так же химически активны.

Щелочные и щелочноземельные металлы хранят притопленными в керосине: контакт с водой, воздухом заканчивается взрывом.

Читайте также: