Температура плавления щелочных металлов с увеличением порядкового номера элемента

Обновлено: 06.05.2024

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

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

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

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

Соли щелочных металлов окрашивают пламя спиртовки в различные цвета:

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

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

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

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

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

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

Какие элементы относятся к щелочным металлам

Перечень щелочных металлов:

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

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

Электронная формула, в какую группу входят

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

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

Каждый элемент взаимодействует индивидуально.

Оксид в качестве продукта образовывается только в реакциях лития:

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

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

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

К реакциям с простыми веществами относится образование галогенидов:

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

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

Литий реагирует с азотом при комнатной температуре.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Меры предосторожности при работе с ними

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

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

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

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

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

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

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

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

Получение простых веществ, где применяются

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

Щелочные металлы

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.

Щелочноземельные металлы

К щелочноземельным металлам относятся бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba, радий Ra.

Щелочноземельные металлы:

Щелочноземельные металлы – это элементы 2-й группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева (по устаревшей классификации – элементы главной подгруппы II группы):

– бериллий Be,

– магний Mg,

– кальций Ca,

– стронций Sr,

– барий Ba,

– радий Ra.

Строение атомов щелочноземельных металлов:

Особенность строения атомов щелочноземельных металлов заключается в том, что они содержат два электрона на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns 2 . Поэтому щелочноземельные металлы проявляют валентность II и степень окисления +2.

Щелочноземельные металлы относятся к элементам s-семейства.

Так, электронная конфигурация атома бериллия 1s 2 2s 2 . Атом бериллия состоит из положительно заряженного ядра (+4), вокруг которого по двум оболочкам движутся 4 электрона. При этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 2 электрона – на внешнем. Поскольку бериллий расположен во втором периоде, оболочек всего две. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внешняя оболочка также представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома бериллия – на 2s-орбитали находятся два спаренных электрона. В свою очередь ядро атома бериллия состоит из 4 протонов и 5 нейтронов.

Радиус атома бериллия составляет 112 пм. Потенциал ионизации атома бериллия равен 9,32 эВ (898,8 кДж/моль). Электроотрицательность атома бериллия равна 1,57 (шкала Полинга).

Электронная конфигурация атома магния 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 . Атом магния состоит из положительно заряженного ядра (+12), вокруг которого по трем атомным оболочкам движутся 12 электронов. При этом 10 электронов находятся на внутреннем уровне, а 2 электрона – на внешнем. Поскольку магний 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 магния – на 3s-орбитали находится два спаренных электрона. В свою очередь ядро атома магния состоит из 12 протонов и 12 нейтронов.

Радиус атома магния составляет 160 пм. Потенциал ионизации атома магния равен 7,64 эВ (737,3 кДж/моль). Электроотрицательность атома магния равна 1,31 (шкала Полинга).

Электронная конфигурация атома кальция 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Атом кальция состоит из положительно заряженного ядра (+19), вокруг которого по четырем оболочкам движутся 20 электронов. При этом 18 электронов находятся на внутреннем уровне, а 2 электрона – на внешнем. Поскольку кальций 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 кальция – на 4s-орбитали находится два спаренных электрона. В свою очередь ядро атома кальция состоит из 20 протонов и 20 нейтронов.

Радиус атома кальция составляет 197 пм. Потенциал ионизации атома кальция равен 6,11 эВ (589,4 кДж/моль). Электроотрицательность атома кальция равна 1,00 (шкала Полинга).

Электронная конфигурация атома стронция 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2 . Атом стронция состоит из положительно заряженного ядра (+38), вокруг которого по пяти оболочкам движутся 38 электронов. При этом 36 электронов находятся на внутреннем уровне, а 2 электрона – на внешнем. Поскольку стронций 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 стронция на 5s-орбитали находятся два спаренных электрона. В свою очередь ядро атома стронция состоит из 38 протонов и 50 нейтронов.

Радиус атома стронция составляет 215 пм. Потенциал ионизации атома стронция равен 5,69 эВ (549,0 кДж/моль). Электроотрицательность атома стронция равна 0,95 (шкала Полинга).

Электронная конфигурация атома бария 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 . Атом бария состоит из положительно заряженного ядра (+56), вокруг которого по шести атомным оболочкам движутся 56 электронов. При этом 54 электрона находятся на внутреннем уровне, а 2 электрона – на внешнем. Поскольку барий расположен в шестом периоде, оболочек всего шесть. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. Третья и пятая – внутренние оболочки представлена s-, р- и d-орбиталями. Четвертая – внутренняя оболочка представлена s-, р-, d- и f-орбиталями. Шестая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома бария – на 6s-орбитали находится два спаренных электрона. Поэтому барий проявляет валентность II и степень окисления +2. В свою очередь ядро атома бария состоит из 56 протонов и 81 нейтрон.

Радиус атома бария составляет 222 пм. Потенциал ионизации атома бария равен 5,21 эВ (502,5 кДж/моль). Электроотрицательность атома бария равна 0,89 (шкала Полинга).

С увеличением порядкового номера у щелочноземельных металлов увеличиваются радиус атома, способность отдавать валентные электроны и восстановительная активность, уменьшается электроотрицательность и энергия ионизации.

Физические свойства щелочноземельных металлов:

Все щёлочноземельные металлы серые или серебристо-белые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение – стронций).

Общими физическими свойствами щелочноземельных металлов являются: их металлический блеск, ковкость, пластичность, высокая тепло- и электропроводность.

Вместе с тем указанные металлы имеют разные значения температуры плавления, кипения, плотности и другие физические свойства.

При этом с увеличением порядкового номера у щелочноземельных металлов каких-либо закономерностей в изменении физических свойств не проявляется.

Химические свойства щелочноземельных металлов:

Все щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью. Они проявляют высокую химическую активность при взаимодействии с водой, кислородом , галогенами, водородом, оксидами, кислотами, солями и другими соединениями. Поэтому ввиду своей высокой химической активности все щелочноземельные металлы в свободном состоянии в природе не встречаются.

В соединениях щелочноземельные металлы проявляют единственную степень окисления +2 (очень редко +1) и валентность II. Они являются сильными восстановителями.

С увеличением порядкового номера у щелочноземельных металлов усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические свойства, увеличивается восстановительная способность, возрастает химическая активность.

Урок №49. Щелочные металлы. Нахождение в природе. Физические и химические свойства

К щелочным металлам относятся элементы первой группы, главной подгруппы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций .

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: Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs - значительно меньше, Fr - искусственно полученный элемент.

Основными источниками лития, натрия, калия являются:

NaCl – поваренная соль (каменная соль), галит

Na ₂ SO ₄ • 10H ₂ O – глауберова соль (мирабилит)

NaNO ₃ – чилийская селитра

KCl • NaCl – сильвинит

KCl • MgCl ₂ • 6H ₂ O – карналлит

K ₂ O • Al ₂ O ₃ • 6SiO ₂ – полевой шпат (ортоклаз)

Литий, натрий, калий, рубидий в свободном состоянии серебристо-белые металлы, цезий имеет золотисто-желтый цвет. Все металлы очень мягкие и пластичные. Наибольшей твердостью обладает литий, остальные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.

В кристаллическом состоянии все они имеют объёмно-центрированную кристаллическую решетку с металлическим типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность.

Все щелочные металлы имеют небольшую плотность, самый легкий металл – литий, его плотность составляет всего 0,53 г/см 3 .

Металлы имеют достаточно низкие температуры плавления и кипения, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла понижается.

Все металлы очень активны, поэтому их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.

Некоторые физические свойства щелочных металлов приведены в таблице.

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.

Этим объясняется сходство свойств всех щелочных металлов.

Для них (сверху вниз по группе) с увеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способность отдавать валентные электроны увеличивается, и восстановительная активность увеличивается.

Химические свойства

Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1.

Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде.

Гидроксиды ROH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. Продукты сгорания чаще всего пероксиды R ₂ O ₂ .

С водородом образуют солеобразные гидриды RH.

Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs

РЕАКЦИИ С ПРОСТЫМИ ВЕЩЕСТВАМИ

1. Реакция с кислородом:

Для получения оксида из пероксида (надпероксида) щелочного металла:

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

2. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl ₂ → 2LiCl -1 (галогениды)

2Na + S → Na ₂ S -2 (сульфиды)

2Na + H ₂ → 2NaH -1 (гидриды)

6Li + N ₂ → 2Li ₃ N -3 (нитриды)

2Li + 2C → Li ₂ C ₂ -1 (карбиды)

РЕАКЦИИ СО СЛОЖНЫМИ ВЕЩЕСТВАМИ

1. Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H ₂ O → 2NaOH + H ₂

2Li + 2H ₂ O → 2LiOH + H ₂

2. Реакция с кислотами - неокислителями (H ₂ S, H ₃ PO ₄ , H ₂ SiO ₃ и др., исключение – HNO ₃ ) :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H ₂

3. C кислотами-окислителями образуются три продукта-водород не вытесняется:

8Na + 5 H ₂ SO ₄ (конц.) = 4Na ₂ SO ₄ + H ₂ S↑ + 4H ₂ O,

8Na + 10 HNO ₃ (конц.) = 8NaNO ₃ + N ₂ O↑ + 5H ₂ O,

8Na + 9 HNO ₃ (разб.) = 8NaNO ₃ + NH ₃ ↑ + 3H ₂ O,

8Na + 10 HNO ₃ (оч. разб.) = 8NaNO ₃ + NH ₄ NO ₃ + 3H ₂ O

4. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

K + , Rb + и Cs + – фиолетовый

Получение

Т.к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:

Температура плавления щелочных металлов с увеличением порядкового номера элемента

Происхождение названий щелочных металлов

Li (1817) лат. " литос" - камень

Na (1807) араб. "натрум" -сода

К (1807) араб. "алкали" - щелочь

Rb (1861) лат. "рубидус" - темно-красный

Cs (1860) лат. "цезиус" - небесно-голубой

Fr (1939) от названия страны Франция.

Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs - значительно меньше, Fr- искусственно полученный элемент

Свойства щелочных металлов

Строение атомов щелочных металлов. С увеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способность отдавать валентные электроны увеличивается и восстановительная активность увеличивается:

Физические свойства

Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мяхкие, режутся ножом.

Металл Цвет t_пл, °C t_кип, °C Плотность, г/см 3 Твердость

Любому читателю неприятно видеть в тексте ошибки и опечатки.

(ошибаться я буду почти каждый день)

(орфографическую ошибку ищите в тексте урока, я их исправляю и опять ошибаюсь)

Если Вы хорошо изучили эту часть урока,ответьте на 5 вопросов теста + ошибка

свойства ЩМ

2 часть урока,изучите и пришлите ответы на второй тест

Химические свойства щелочных металлов

Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды.

Взаимодействие щелочных металлов с водой.mp4

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂

3. Реакция с кислородом:

K + O₂ → KO₂ (надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

4. В реакциях з другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl₂ → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na₂S (сульфиды)

2Na + H₂ → 2NaH (гидриды)

5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвита:

Li + – карминово-красный цвет

Na + – желтый цвет

K + , Rb + и Cs + – фиолетовый цвет

Т.к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:
2NaCl=2Na+Cl₂

Применение щелочных металлов

Литий - подшипниковые сплавы, катализатор

Натрий - газоразрядные лампы, теплоноситель в ядерных реакторах

Цезий – фотоэлементы

Читайте также: