Скорость взаимодействия щелочного металла с водой

Обновлено: 18.05.2024

Реакция азота с литием. 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N .

При комнатной температуре!

ХИМИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ

Взаимодействие натрия с водой

2 Na + 2 H 2 O →2 NaOH + H 2 ↑

Химические свойства щелочных металлов

Щелочные металлы – сильные восстановители. Все химические реакции с их участием сводятся к окислению атомов, сопровождающие потерей единственного электрона и образованием однозарядного катиона:

При высоких температурах щелочные металлы взаимодействуют с водородом с образованием гидридов:

2 Li + H 2 = 2 LiH (500 -700 o C );

2 Na + H 2 = 2 NaH

При взаимодействии гидрида щелочного металла с водой образуется гидроксид металла и выделяется водород:

2 K + H 2 = 2 KH (200 – 350 o C );

2Rb + H2 = 2RbH (300 – 350 o C, p);

2 Cs + H 2 = 2 CsH (300 – 350 o C , p ).

Взаимодействие щелочных металлов с углеродом:

2 Li + 2 C = Li 2 C 2 (выше 200 о С, вак.);

2 Na + 2C = Na2C2 (150 – 200 o C, вак .).

4 Li + Si = Li 4 Si

Щелочные металлы взаимодействуют с элементами V -ой группы:

6 Li (влажн.) + N 2 = 2 Li 3 N (комн. температура);

6 Na + N 2 = 2 Na 3 N (100 o C , электрич. разряд);

3 Na + P (красн.) = Na 3 P (200 o C , в атмосфере Ar );

3 K + P (красн.) = K 3 P (200 o C , в атмосфере Ar ).

Все щелочные металлы быстро окисляются на воздухе. Блестящий свежий срез металла уже через несколько минут тускнеет и покрывается пленкой продуктов окисления. При взаимодействии с кислородом только литий образует оксид, а остальные металлы образуют пероксиды и надпероксиды.

4 Li + O 2 = 2 Li 2 O (выше 200 о С, примесь Li 2 O 2 );

Na + O 2 (воздух) = Na 2 O 2 (сжигание, примесь Na 2 O );

2 Na + O 2 = Na 2 O 2 (250 – 400 o C );

Rb + O 2 (воздух) = RbO 2 (на холоду);

Cs + O 2 (воздух) = С sO 2 (сгорание);

4 Cs + O 2 (воздух) = 2С s 2 O (на холоду);

Взаимодействие щелочных металлов с элементами VI -ой группы:

2Rb + S = Rb2S (100 – 130 o C);

2 С s + S = Cs2S (100 – 130 o C);

Все щелочные металлы взаимодействуют с галогенами с образованием ионных галогенидов (фторидов, хлоридов, иодидов):

2 Na + Г2 = 2 Na Г (комн., Г = F , Cl , Br , I ; 150 – 250 o C );

2 K + Г2 = 2 K Г (комн., Г = F , Cl , Br , I );

2 Rb + Г2 = 2 Rb Г (комн., Г = F , Cl , Br , I );

Наибольшим сродством к кислороду обладает литий, это легко доказать, если смешать мелко нарезанный литий с каким-либо оксидом щелочного металла, поместить в вакуум и нагреть, то произойдет вытеснение щелочного металла, сопровождающаяся выделением большого количества теплоты:

2 Li + Cs 2 O = Li 2 O + 2 Cs + Q

2 Li + K 2 O = Li 2 O + 2 K + Q

Реакция с оксидами натрия, калия, рубидия и цезия протекают настолько бурно с таким большим выделением теплоты, что получающиеся щелочные металлы переходят в пар и реакционная масса разбрызгивается. Таким образом, из щелочных металлов наибольшим сродством по отношению к кислороду обладает литий, он легко выделяет другие щелочные металлы из их оксидов.

Все щелочные металлы энергично взаимодействуют с водой, образуя щелочь и водород:

2 Na + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 ↑.

За счет выделяющейся теплоты металлы плавятся, и капли расплавленного металла быстро, с шипением перемещаются по поверхности воды. Это движение связано с неравномерным выделением водорода, который и движет в разные стороны плавающий металл.

В то же время скорость взаимодействия этих металлов с водой усиливается с увеличением атомных масс. Например, литий вступают в реакцию с водой более медленно, а натрий – быстрее. Реакция с калием и, особенно, с рубидием и цезием протекает настолько интенсивно, что выделяющийся водород вспыхивает. Эти особенности можно объяснить различной растворимостью образующихся гидроксидов, температурой плавления металлов и отношением к кислороду. Растворимость гидроксидов в воде с возрастанием атомных масс увеличивается. Гидроксид лития растворим хуже других щелочей, лучше всех растворяется гидроксид цезия, и это одна из причин, почему цезий особенно бурно реагирует с водой. Надо полагать, что некоторое влияние оказывает также и уменьшение температуры плавления от лития к цезию. Например, литий плавится при 180 о С, а цезий при 28,6 C о ; поэтому достаточно небольшого количества теплоты, которое выделяется при взаимодействии рубидия и цезия с водой, чтобы расплавить эти металлы. Реакция же с расплавленными металлами протекает гораздо быстрее.

Во время взаимодействия щелочных металлов с водой происходит также и окисление их кислородом воздуха. Если исключить влияние кислорода, то натрий взаимодействует с водой даже более бурно, чем калий.

По отношению к воде и водным растворам солей щелочные металлы самые активные, так как в электрохимическом ряду напряжений они стоят в самом начале. Как следует из электрохимического ряда напряжений, в самом начале его находится литий. Валентный электрон у лития связан с атомами более прочно, чем у других щелочных металлов. В то же врем литий, опущенный в воду, легче переходит в ионы по сравнению с другими щелочными металлами, его электродный потенциал наименьший среди щелочных металлов, равен – 3,045 в:

Li – е → Li +

Объясняется это тем, что его ион имеет сильное электрическое поле небольших размеров. Поэтому он собирает вокруг себя большое количество молекул воды – около 300 молекул. Ионы лития хорошо гидратируются, а ионы других щелочных металлов гидратируются хуже.

7. Важнейшие соединения щелочных металлов

Кислородсодержащие соединения

Известно несколько типов кислородных соединений ще­ лочных элементов: оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды. Все кислородные соединения щелочных элементов — кристаллические ве­ щества с ионной связью. В узлах кристаллической решетки располага­ются катионы металлов и соответствующие кислородные анионы. На­пример, структура надпероксида калия КО2 близка к структуре хлори­да калия КС1 (структурный тип NaCl ), но вместо ионов С1 - в ней име­ ются ионы О2 - .

Все элементы IA -подгруппы образуют оксиды состава М2О. Окси­ ды лития и натрия бесцветные, оксиды калия и рубидия — желтые, ок­ сид цезия — оранжево-красный. Лишь оксид лития можно получить обычным сжиганием металла на воздухе или в кислороде. Остальные оксиды образуются только в условиях недостатка кислорода или по ре акциям из других соединений. Например, оксид натрия Na 2 O синтезируют по реакции пероксида натрия Na 2 О2, гидроксида натрия NaOH , а предпочтительнее всего — нитрита натрия NaN О2 с металлическим натрием:

Оксиды щелочных элементов являются типичными основными окси­дами: они реагируют с водой с образованием гидроксидов, с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами — с образованием солей:

Пероксид натрия широко используется в промышленности как от­беливатель для волокон, бумажной пульпы, шерсти и т.д. Он является сильным окислителем: взрывается в смеси с порошком алюминия или древесным углем, реагирует с серой (при этом раскаляется), воспламе­ няет многие органические жидкости. Пероксид натрия при взаимо­ действии с монооксидом углерода образует карбонат, а в реакции с ди­ оксидом углерода выделяется кислород. Последняя реакция имеет важное практическое применение в дыхательных аппаратах для под­ водников и пожарных. В космических аппаратах для получения кисло­ рода используется более легкий Li 2 О2:

Гидроксиды щелочных металлов

Гидроксиды щелочных элементов МОН - щелочи - бес­ цветные кристаллические вещества, легкоплавкие, хорошо раствори­ мые в воде.

Гидроксиды щелочных элементов проявляют сильные основные свойства. Они легко реагируют с кислотными и амфотерными оксида­ ми и гидроксидами с образованием солей.

Для некоторых щелочей до сих пор используют тривиальные назва­ ния: NaOH - едкий натр, КОН - едкое кали. Такие названия отража­ют разъедающее действие щелочей на живые ткани. Особенно опасно попадание этих веществ в глаза.

Щелочи очень агрессивны. Они разрушают стекло и фарфор за счет взаимодействия с содержащимся в них диоксидом кремния:

Несмотря на высокую устойчивость диоксида кремния, эта реакция протекает самопроизвольно.

Соли щелочных металлов

Карбонаты щелочных металлов

Карбонат лития Li 2 CO 3 мало растворим. Более тяже­ лые щелочные элементы образуют разнообразные гидратированные карбонаты, гидрокарбонаты, смешанные и двойные карбонаты, например, Na 2 CO 3 ∙ H 2 О, Na 2 C О·7 H 2 О, Na 2 C О3∙10 H 2 O ,

Карбонат натрия (сода, кальцинированная сода Na 2 C О3∙10 H 2 O ) имеет наибольшее значение среди солей щелочных элементов, получаемых в промыш­ ленности. Чаще всего используют метод, разработанный бельгийским химиком-технологом Э.Сольве в 1863 г. Концентрированный водный раствор хлорида натрия и аммиака насыщают под небольшим давле­нием диоксидом углерода. При этом образуется осадок сравнительно малорастворимого гидрокарбоната натрия

Для получения соды гидрокарбонат натрия прокаливают:

Выделяющийся диоксид углерода возвращают в первый процесс. До полнительное количество СО2 получают за счет прокаливания карбо­ ната кальция (известняка):

Второй продукт этой реакции - оксид кальция (известь) - используют для регенерации аммиака из хлорида аммония:

Таким образом, единственным побочным продуктом производства со­ ды по методу Сольве является хлорид кальция.

Суммарное уравнение процесса:

Очевидно, что в обычных условиях в водном растворе идет обратная реакция.

Для получения карбоната калия (поташа) данный метод не приме­ним, так как гидрокарбонат калия хорошо растворим в воде. Поташ получают, в частности, взаимодействием диоксида углерода с гидро ксидом калия.

Нитраты щелочных металлов

Нитраты щелочных элементов могут быть получены пря­ мым действием водного раствора азотной кислоты на соответствую­ щие гидроксиды или карбонаты. Нитрат калия прежде получали реакцией обмена между нитра­ том натрия и хлоридом калия, а теперь синтезируют непосредственно в процессе производства аммиака и азотной кислоты.

Нитраты щелочных металлов - легкоплавкие соли. Выше 500 °С они разлагаются с выделением кислорода и образованием нитритов.

9. Применение щелочных металлов

Важнейшая область применения лития - ядерная энергетика. Изотоп 6 Li - единственный промышленный источник для производства трития по реакции:

Жидкий литий (в виде изотопа 7 Li) используется в качестве теплоносителя в урановых реакторах. Расплавленный 7 LiF применяется как растворитель соединений U и Th в гомогенных реакторах. Крупнейшим потребителем соединений лития является силикатная промышленность, в которой используют минералы лития, LiF, Li2CO3 и многие специально получаемые соединения.

Натрий и его сплавы широко применяются как теплоносители для процессов, требующих равномерного обогрева в интервале 450-650 °C - в клапанах авиационных двигателей и, особенно в ядерных энергетических установках. В последнем случае жидкометаллическими теплоносителями служат сплавы Na и K (оба элемента имеют малые сечения поглощения тепловых нейтронов, для Na 0,49 барн), эти сплавы отличаются высокими температурами кипения и коэффициентами теплопередачи и не взаимодействуют с конструкционными материалами при высоких температурах, развиваемых в энергетических ядерных реакторах. Соединение NaPb (10% Na по массе) применяется в производстве тетраэтилсвинца - наиболее эффективного антидетонатора. В сплаве на основе свинца (0,73% Ca, 0,58% Na и 0,04% Li), применяемом для изготовления осевых подшипников железнодорожных вагонов, натрий является упрочняющей добавкой. В металлургии натрий служит активным восстановителем при получении некоторых редких металлов (Ti, Zr, Та) методами металлотермии; в органических синтезе - в реакциях восстановления, конденсации, полимеризации и других.

В медицине из препаратов натрия наиболее часто применяют сульфат натрия, хлорид NaCl (при кровопотерях, потерях жидкости, рвоте и т. п.), борат Na2B4О7 ∙ 10H2O (как антисептическое средство), гидрокарбонат NaHCO3 (как отхаркивающее средство, а также для промываний и полосканий при ринитах, ларингитах и других), тиосульфат Na2S2O3 ∙ 5H2O (противовоспалительное, десенсибилизирующее и противотоксическое средство) и цитрат Na3C6H5O7∙ 5½H2O (препарат из группы антикоагулянтов).

Искусственно полученные радиоактивные изотопы 22 Na (период полураспада Т½ = 2,64 г.) и 24 Na (Т½ = 15 ч) применяют для определения скорости кровотока в отдельных участках кровеносной системы при сердечнососудистых и легочных заболеваниях, облитерирующем эндартериите и других. Радиоактивные растворы солей натрия (например, 24 NaCl) используют также для определения сосудистой проницаемости, изучения общего содержания обменного натрия в организме, водно-солевого обмена, всасывания из кишечника, процессов нервной деятельности и в некоторых других экспериментальных исследованиях.

Основное применение металлического калия - приготовление пероксида калия, служащего для регенерации кислорода (в подводных лодках и других замкнутых объектах). Сплавы натрия с 40-90% калия, сохраняющие жидкое состояние при комнатной температуре, используются в ядерных реакторах как теплоносители, как восстановители в производстве титана и как поглотители кислорода. Сельское хозяйство - главный потребитель солей калия.

Применяют рубидий, главным образом, в производстве катодов для фотоэлементов; добавляют также в газоразрядные аргоновые и неоновые трубки для усиления интенсивности свечения. Иногда рубидий вводят в специальные сплавы (геттеры). Соли рубидия используют как катализаторы в органическом синтезе.

Цезий идет для изготовления фотокатодов (сурьмяно-цезиевых, висмуто-цезиевых, кислородно-серебряно-цезиевых), электровакуумных фотоэлементов, фотоэлектронных умножителей, электронно-оптических преобразователей. Изотопы цезия применяют: 133 Cs в квантовых стандартах частоты, 137 Cs в радиологии. Резонансная частота энергетического перехода между подуровнями основного состояния 133 Cs положена в основу современного определения секунды.

Соль франция FrCl использовалась для обнаружения раковых опухолей, но по причине чрезвычайно высокой стоимости эту соль в масштабных разработках использовать невыгодно.

§ 14. Щелочные металлы

Строение и свойства атомов. Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы (IA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева: литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Франций — редкий радиоактивный элемент.


На внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов содержат по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются очень сильными восстановителями. Во всех своих соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления + 1. Восстановительные свойства их усиливаются при переходе от Li к Cs, что связано с увеличением радиусов их атомов. Это наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у них особенно ярко.

Щелочные металлы — простые вещества. Серебристо-белые мягкие вещества (режутся ножом), с характерным блеском на свежесрезанной поверхности (рис. 48).


Рис. 48.
Хранение щелочных металлов и их физические свойства

Все они лёгкие и легкоплавкие, причём, как правило, плотность их возрастает от лития к цезию, а температура плавления, наоборот, уменьшается (рис. 49).


Рис. 49.
Плотности и температуры плавления щелочных металлов

Щелочные металлы активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами. Используя общее обозначение для металлов М, запишем в общем виде уравнения реакций щелочных металлов с неметаллами — водородом, хлором и серой:


При взаимодействии с кислородом натрий образует не оксид, а пероксид:


И только литий образует оксид при взаимодействии с кислородом:



Рис. 50.
Взаимодействие натрия с водой и собирание водорода методом вытеснения воздуха

Как вы уже знаете, все щелочные металлы активно взаимодействуют с водой, образуя щёлочи и восстанавливая воду до водорода (рис. 50 и 51):



Рис. 51.
Взаимодействие калия с водой

Скорость взаимодействия щелочного металла с водой будет увеличиваться от лития к цезию (почему?).

Соединения щелочных металлов. В свободном виде в природе щелочные металлы не встречаются из-за своей исключительно высокой химической активности. Некоторые их природные соединения, в частности соли натрия и калия, довольно широко распространены, они содержатся во многих минералах, растениях, природных водах.

Рассмотрим основные соединения щелочных металлов на примере соединений натрия и калия — наиболее важных представителей этой группы элементов.

Оксиды М2O — твёрдые вещества. Имеют ярко выраженные основные свойства: взаимодействуют с водой, кислотами и кислотными оксидами (запишите уравнения соответствующих реакций).

Оксиды натрия Na2O и калия К2O получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами, например:


Гидроксиды МОН — твёрдые белые вещества. Очень гигроскопичны. Хорошо растворяются в воде с выделением большого количества теплоты. Их относят к щелочам, они проявляют ярко выраженные свойства сильных растворимых оснований: взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, солями, амфотерными оксидами и гидроксидами (запишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах). Гидроксиды щелочных металлов образуются при взаимодействии щелочных металлов или их оксидов с водой (запишите уравнения соответствующих реакций).

Гидроксид натрия NaOH в технике известен под названиями едкий натр, каустическая сода, каустик. Техническое название гидроксида калия КОН — едкое кали.

Оба гидроксида — NaOH и КОН — разъедают ткани и бумагу, поэтому их называют также едкими щелочами.

Едкий натр применяют в больших количествах для очистки нефтепродуктов, в бумажной и текстильной промышленности, для производства мыла и волокон.

Едкое кали дороже и применяется реже. Основная область его применения — производство жидкого мыла.

Соли щелочных металлов — твёрдые кристаллические вещества ионного строения. Почти все соли натрия и калия растворимы в воде. Наиболее важные их соли — карбонаты, сульфаты и хлориды.

Na2CO3 — карбонат натрия, образует кристаллогидрат Na2CO3 • 10Н2O, известный под названием кристаллическая сода, которую применяют в производстве стекла, бумаги, мыла. Это средняя соль.

Вам в быту более известна кислая соль — гидрокарбонат натрия NaHCO3 (пищевая сода), которую применяют в пищевой промышленности, в медицине.

К2СO3 — карбонат калия, техническое название — поташ, используют в производстве жидкого мыла и для приготовления тугоплавкого стекла, а также в качестве удобрения.

Na2SO4 • 10H2O — кристаллогидратат сульфата натрия, техническое название — глауберова соль, применяют для производства соды и стекла и в качестве слабительного средства.

NaCl — хлорид натрия, или поваренная соль, хорошо известен вам из курса 8 класса. Хлорид натрия является важнейшим сырьём в химической промышленности, широко применяется в быту (рис. 52).


Рис. 52.
Применение хлорида натрия:
1—5 — производство химических веществ (соляной кислоты 1, гидроксида натрия 2, хлора 3, натрия 4, соды 5); 6 — для консервирования; 7 — приправа к пище; 8 — производство мыла

Ионы натрия и калия очень важны для живых организмов: Na + — главный внеклеточный ион, содержится в крови и лимфе, а К + — основной внутриклеточный ион. Они выполняют разные функции в организме, но предпочитают «работать» вместе. Соотношение концентраций этих ионов регулирует давление крови в живом организме; обеспечивает перемещение растворов солей из корней в листья растений.

Калий поддерживает работу сердечной мышцы, поэтому нехватка калия в организме отрицательно сказывается на здоровье человека. Калий необходим растениям, при его недостатке снижается интенсивность фотосинтеза.

Взрослый человек должен в сутки потреблять с пищей 3,5 г калия. С помощью соединений калия можно устранять отёки. В этом случае нужно увеличить потребление калия до 5 г в сутки.

Больше всего калия содержат курага, соя, фасоль, зелёный горошек, чернослив, изюм и некоторые другие продукты (рис. 53).


Рис. 53.
Калий поступает в организм человека с продуктами питания: 1 — чернослив; 2 — курага; 3 — фасоль; 4 — горох; 5 — соевые бобы

Соли калия широко используют в сельском хозяйстве в качестве калийных удобрений.

Соли натрия, как и сам натрий, окрашивают пламя в жёлтый цвет, а калий и его соли — в розово-фиолетовый. Проведём лабораторный опыт.

Лабораторный опыт № 14
Окрашивание пламени солями щелочных металлов

Возьмите лучинку, закрепите на ней петельку или спираль из нихромовой проволоки. Обмакните петельку в соляную кислоту и прокалите в пламени спиртовки (пламя должно быть бесцветным). Затем погрузите петельку в раствор или сухую соль натрия и внесите её в пламя. В какой цвет оно окрашивается? Повторите все операции и для соли калия. Для наблюдения цвета пламени, окрашенного солями калия, желательно использовать синий светофильтр, поглощающий жёлтый цвет. Если в кабинете химии имеются соли лития, повторите опыт и для этих соединений.

Открытие щелочных металлов. Литий был открыт шведским химиком А. Арфведсоном в 1817 г. и по предложению Й. Берцелиуса назван литием (от греч. литое — камень), так как, в отличие от калия, который до тех пор находили только в золе растений, он был обнаружен в камне.

Натрий и калий были впервые получены английским химиком и физиком Г. Дэви в 1807 г. при электролизе едких щелочей. Й. Берцелиус предложил назвать элемент № 11 натрием (от араб, натрун — сода), а элемент № 19 по предложению У. Гилберта получил название «калий» (от араб, алкали — щёлочь).

Новые слова и понятия

  1. Строение атомов щелочных металлов.
  2. Химические свойства щелочных металлов: образование гидридов, хлоридов, сульфидов, пероксидов, оксидов, гидроксидов.
  3. Оксиды и пероксиды щелочных металлов.
  4. Едкие щёлочи.
  5. Соли: сода питьевая, сода кристаллическая, поташ, глауберова соль, поваренная соль.

Задания для самостоятельной работы

  1. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:


В большом семиэтажном доме, в подъезде щелочных металлов, на втором этаже жил Литий — самый лёгкий и беззаботный металл. Он, как и все щелочные металлы, очень активно взаимодействовал с кислородом, неметаллами, водородом и водой. Как и все, защищался от кислорода, но носил не керосиновую, а вазелиновую «шубу», так как был очень лёгким и всплывал в керосине.

Но всё же Литий не был во всех отношениях похожим на своих собратьев: он был добр, щедр и прост. Он с охотой отдавал свои электроны и кислороду, и азоту, и многим другим элементам. Из-за этих-то особенностей Литий страдал, так как другие щелочные металлы, особенно такие хитрые, как Калий и Натрий, не давали ему прохода. Дело было в том, что, когда щелочные металлы горели в кислороде, каждые их два атома отдавали одной молекуле Кислорода два своих электрона — каждому атому по одному. Остальные электроны они припрятывали до поры до времени. Литий же был честен — отдавал молекуле Кислорода в два раза больше электронов, чем остальные металлы: на четыре атома Лития — четыре электрона. Да и с Азотом Литий взаимодействовал спокойно, при обычной температуре, не то что другие — при нагревании.

И решили Натрий и Калий допытаться у Лития: почему он так поступает? Нет ли в его поведении каких-либо скрытых выгод?

Спрашивает Натрий: «Почему ты, брат Литий, все свои электроны Кислороду отдаёшь? Не лучше ли делать так, как мы?» Отвечал Литий: «Я всегда рад помочь другим, не то что вы — жадничаете. Я рад, что в моём оксиде Кислород имеет свою обычную степень окисления -2, не то что —1 в ваших странных, ни на что не похожих пероксидах». Сказал так и ушёл восвояси. Долго стояли Натрий и Калий в раздумье, но так ничего и не поняли. И сейчас с Кислородом продолжают пероксиды образовывать. А оксиды состава М2O дают лишь тогда, когда их силой заставят, т. е. создадут соответствующие условия — нагреют пероксид (Na2O2) с таким же металлом-«жадиной» (Na)».

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 Na2SO4⋅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:

Основания. Химические свойства и способы получения


Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH4 + ) и гидроксид-аниона ОН — .

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания . Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются.


Получение оснований

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например , оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na2O + H2O → 2NaOH

При этом оксид меди (II) с водой не реагирует:

CuO + H2O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

2K 0 + 2 H2 + O → 2 K + OH + H2 0


3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов . Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например , электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2↑

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl


Химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например , гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например , гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4 Fe +2 (OH)2 + O2 0 + 2H2O → 4 Fe +3 ( O -2 H)3

Химические свойства щелочей

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь(избыток)+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота(избыток) = кислая соль + вода

Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.



2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли , а в растворе – комплексные соли .

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например , при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

А в растворе образуется комплексная соль:

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (как правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.


3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь(избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода

щёлочь + кислотный оксид(избыток) = кислая соль

Например , при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO2 = NaHCO3

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе , при условии, что в продуктах образуется газ или осадок . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Cu 2+ SO4 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH)2 — ↓ + Na2 + SO4 2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль !

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид , взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла .

Например , избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид. А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей . Т аким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла(избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь(избыток) = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например , гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO3 мы разбиваем на уольную кислоту H2CO3 и карбонат натрия Na2CO3. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6 H2 + O = 2Na[ Al +3 (OH)4] + 3 H2 0

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О2 ≠

NaOH +N2 ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl2 0 = NaCl — + NaOCl + + H2O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O3 + 3H2O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH + Si 0 + H2 + O= Na2Si +4 O3 + 2H2 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F2 0 + 4NaO -2 H = O2 0 + 4NaF — + 2H2O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Читайте также: