Как изменяются восстановительные свойства щелочных металлов. Щелочные металлы список и свойства

Наиболее активными среди металлов являются щелочные металлы. Они активно вступают в реакции с простыми и сложными веществами.

Общие сведения

Щелочные металлы находятся в I группе периодической таблицы Менделеева. Это мягкие одновалентные металлы серо-серебристого цвета с небольшой температурой плавления и невысокой плотностью. Проявляют единственную степень окисления +1, являясь восстановителями. Электронная конфигурация - ns 1 .

Рис. 1. Натрий и литий.

Общая характеристика металлов I группы приведена в таблице.

Список щелочных металлов	Формула	Номер	Период	t° пл. , °C	t° кип. , °C	ρ, г/см 3

Активные металлы быстро реагируют с другими веществами, поэтому в природе находятся только в составе минералов.

Получение

Для получения чистого щелочного металла используется несколько способов:

электролиз расплавов, чаще всего хлоридов или гидроксидов -

2NaCl → 2Na + Cl 2 , 4NaOH → 4Na + 2H 2 O + O 2 ;

прокаливание соды (карбоната натрия) с углём для получения натрия -

Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO;

восстановление кальцием рубидия из хлорида при высоких температурах -

2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl 2 ;

• восстановление цезия из карбоната с помощью циркония -

  2Cs 2 CO 3 + Zr → 4Cs + ZrO 2 + 2CO 2 .

Взаимодействие

Свойства щелочных металлов обусловлены их строением. Находясь в первой группе периодической таблицы, они имеют всего один валентный электрон на внешнем энергетическом уровне. Единственный электрон легко переходит к атому окислителя, что способствует быстрому вступлению в реакцию.

Металлические свойства увеличиваются в таблице сверху вниз, поэтому литий расстаётся с валентным электроном труднее, чем франций. Литий - наиболее твёрдый элемент среди всех щелочных металлов. Реакция лития с кислородом проходит только под воздействием высокой температуры. С водой литий реагирует значительно медленнее, чем остальные металлы группы.

Общие химические свойства представлены в таблице.

Реакция	Продукты	Уравнение
С кислородом	Оксид (R 2 O) образует только литий. Натрий образует смесь оксида и пероксида (R 2 O 2). Остальные металлы образуют надпероксиды (RO 2)	4Li + O 2 → 2Li 2 O; 6Na + 2O 2 → 2Na 2 O + Na 2 O 2 ; K + O 2 → KO 2
С водородом		2Na + H 2 → 2NaH
	Гидроксиды	2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
С кислотами		2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2-
С галогенами	Галогениды	2Li + Cl 2 → 2LiCl
С азотом (реагирует только литий при комнатной температуре)		6Li + N 2 → 2Li 3 N
	Сульфиды	2Na + S → Na 2 S
С углеродом (реагируют только литий и натрий)		2Li + 2C → Li 2 C 2 ; 2Na + 2C → Na 2 C 2
С фосфором		3K + P → K 3 P
С кремнием	Силициды	4Cs + Si → Cs 4 Si
С аммиаком		2Li + 2NH 3 → 2LiNH 2 + H 2

При качественной реакции имеют разный цвет пламени. Литий горит малиновым, натрий - жёлтым, цезий - розово-фиолетовым пламенем. Оксиды щелочных металлов также имеют разный цвет. Натрий становится белым, рубидий и калий - жёлтыми.

Рис. 2. Качественная реакция щелочных металлов.

Применение

Простые металлы и их соединения используются для изготовления лёгких сплавов, металлических деталей, удобрений, соды и других веществ. Рубидий и калий используются в качестве катализаторов. Пары натрия применяются в люминесцентных лампах. Не имеет практического применения только франций из-за радиоактивных свойств. Как используют элементы I группы кратко описано в таблице применения щелочных металлов.

Область применения	Применение
Химическая промышленность	Натрий ускоряет реакцию при производстве каучука; Гидроксид калия и натрия - производство мыла; Карбонат натрия и калия - изготовление стекла, мыла; Гидроксид натрия - изготовление бумаги, мыла, ткани; Нитрат калия - производство удобрений
Пищевая промышленность	Хлорид натрия - поваренная соль; Гидрокарбонат натрия - питьевая сода
Металлургия	Калий и натрий являются восстановителями при получении титана, циркония, урана
Энергетика	Расплавы калия и натрия используются в атомных реакторах и авиационных двигателях; Литий используется для производства аккумуляторов
Электроника	Цезий - производство фотоэлементов
Авиация и космонавтика	Сплавы из алюминия и лития используются для корпусов машин и ракет

Рис. 3. Питьевая сода.

Что мы узнали?

Из урока 9 класса узнали об особенностях щелочных металлов. Они находятся в I группе таблицы Менделеева и при реакциях отдают один валентный электрон. Это мягкие металлы, легко вступающие в химические реакции с простыми и сложными веществами - галогенами, неметаллами, кислотами, водой. В природе встречаются только в составе других веществ, поэтому для их извлечения используется электролиз или реакция восстановления. Применяются в промышленности, строительстве, металлургии, энергетике.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 91.

Щелочные металлы легко реагируют с неметаллами:

2K + I 2 = 2KI

2Na + H 2 = 2NaH

6Li + N 2 = 2Li 3 N (реакция идет уже при комнатной температуре)

2Na + S = Na 2 S

2Na + 2C = Na 2 C 2

В реакциях с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – пероксид, калий – надпероксид.

4Li + O 2 = 2Li 2 O

2Na + O 2 = Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

Получение оксида натрия:

10Na + 2NaNO 3 = 6Na 2 O + N 2

2Na + Na 2 O 2 = 2Na 2 O

2Na + 2NaOН = 2Na 2 O + Н 2

Взаимодействие с водой приводит к образованию щелочи и водорода.

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

Взаимодействие с кислотами:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2

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

2Li + 3H 2 SO 4(конц.) = 2LiHSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

8Na + 10HNO 3 = 8NaNO 3 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

При взаимодействии с аммиаком образуются амиды и водород:

2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2

Взаимодействие с органическими соединениями:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H 2

2CH 3 Cl + 2Na → C 2 H 6 + 2NaCl

2C 6 H 5 OH + 2Na → 2C 6 H 5 ONa + H 2

2СН 3 ОН + 2Na → 2 CH 3 ONa + H 2

2СH 3 COOH + 2Na → 2CH 3 COOONa + H 2

Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами. Ион Li + окрашивает пламя в кармино-красный цвет, ион Na + – в желтый, К + – в фиолетовый

Соединения щелочных металлов

Оксиды.

Оксиды щелочных металлов типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4

Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2

Na 2 O + 2HCl = 2NaCl + H 2 O

Na 2 O + 2H + = 2Na + + H 2 O

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

Пероксиды .

2Na 2 O 2 + CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3

Na 2 O 2 + SO 2 = Na 2 SO 4

2Na 2 O + O 2 = 2Na 2 O 2

Na 2 O + NO + NO 2 = 2NaNO 2

2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2

Na 2 O 2 + 2H 2 O (хол.) = 2NaOH + H 2 O 2

2Na 2 O 2 + 2H 2 O (гор.) = 4NaOH + O 2

Na 2 O 2 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O 2

2Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 (разб. гор.) = 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O + O 2

2Na 2 O 2 + S = Na 2 SO 3 + Na 2 O

5Na 2 O 2 + 8H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 5O 2 + 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = I 2 + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2FeSO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

3Na 2 O 2 + 2Na 3 = 2Na 2 CrO 4 + 8NaOH + 2H 2 O

Основания (щелочи).

2NaOH (избыток) + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 (избыток) = NaHCO 3

SO 2 + 2NaOH (избыток) = Na 2 SO 3 + H 2 O

SiO 2 + 2NaOH Na 2 SiO 3 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 2NaAlO 2 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 + 3H 2 O = 2Na

NaOH + Al(OH) 3 = Na

2NaOH + 2Al + 6Н 2 О = 2Na + 3Н 2

2KOH + 2NO 2 + O 2 = 2KNO 3 + H 2 O

KOH + KHCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + H 2

3KOH + P 4 + 3H 2 O = 3KH 2 PO 2 + PH 3

2KOH (холодный) + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O

6KOH (горячий) + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

6NaOH + 3S = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

NaHCO 3 + HNO 3 = NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

NaI → Na + + I –

на катоде: 2Н 2 О + 2e → H 2 + 2OH – 1

на аноде: 2I – – 2e → I 2 1

2Н 2 О + 2I – H 2 + 2OH – + I 2

2H 2 O + 2NaI H 2 + 2NaOH + I 2

2NaCl 2Na + Cl 2

на катоде на аноде

2Na 2 HPO 4 Na 4 P 2 O 7 + H 2 O

KNO 3 + 4Mg + 6H 2 O = NH 3 + 4Mg(OH) 2 + KOH

4KClO 3 KCl + 3KClO 4

2KClO 3 2KCl + 3O 2

KClO 3 + 6HCl = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + S↓ + SO 2 + H 2 O

2NaI + Br 2 = 2NaBr + I 2

2NaBr + Cl 2 = 2NaCl + Br 2

I A группа.

1. Над поверхностью налитого в колбу раствора едкого натра пропускали электрические разряды, при этом воздух в колбе окрашивался в бурый цвет, который исчезает через некоторое время. Полученный раствор осторожно выпарили и установили, что твердый остаток представляет собой смесь двух солей. При нагревании этой смеси выделяется газ и остается единственное вещество. Напишите уравнения описанных реакций.

2. Вещество, выделяющееся на катоде при электролизе расплава хлорида натрия, сожгли в кислороде. Полученный продукт поместили в газометр, наполненный углекислым газом. Образовавшееся вещество добавили в раствор хлорида аммония и раствор нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.

3) Азотную кислоту нейтрализовали пищевой содой, нейтральный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Образовавшееся вещество внесли в подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия, при этом раствор обесцветился. Азотсодержащий продукт реакции поместили в раствор едкого натра и добавили цинковую пыль, при этом выделился газ с резким запахом. Напишите уравнения описанных реакций.

4) Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора иодида натрия с инертными электродами, внесли в реакцию с калием. Продукт реакции нагрели с концентрированной серной кислотой, и выделившийся газ пропустили через горячий раствор хромата калия. Напишите уравнения описанных реакций

5) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида натрия, сожгли в кислороде. Поученный продукт последовательно обработали сернистым газом и раствором гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций

6) Белый фосфор растворяется в растворе едкого кали с выделением газа с чесночным запахом, который самовоспламеняется на воздухе. Твердый продукт реакции горения прореагировал с едким натром в таком соотношении, что в образовавшемся веществе белого цвета содержится один атом водорода; при прокаливании последнего вещества образуется пирофосфат натрия. Напишите уравнения описанных реакций

7) Неизвестный металл сожгли в кислороде. Продукт реакции, взаимодействует с углекислым газом, образует два вещества: твердое, которое взаимодействует с раствором соляной кислоты с выделением углекислого газа, и газообразное простое вещество, поддерживающее горение. Напишите уравнения описанных реакций.

8) Через избыток раствора едкого кали пропустили бурый газ в присутствии большого избытка воздуха. В образовавшийся раствор добавили магниевую стружку и нагрели, выделившимся газом нейтрализовали азотную кислоту. Полученный раствор осторожно выпарили, твердый продукт реакции прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

9) При термическом разложении соли А в присутствии диоксида марганца образовались бинарная соль Б и газ, поддерживающий горение и входящий в состав воздуха; при нагревании этой соли без катализатора образуются соль Б и соль высшей кислородсодержащей кислоты. При взаимодействии соли А с соляной кислотой выделяется желто-зеленый газ (простое вещество) и образуется соль Б. Соль Б окрашивает пламя в фиолетовый цвет, при ее взаимодействии с раствором нитрата серебра выпадает осадок белого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

10) К нагретой концентрированной серной кислотой добавили медную стружку и выделившийся газ пропустили через раствор едкого натра (избыток). Продукт реакции выделили, растворили в воде и нагрели с серой, которая в результате проведения реакции растворилась. В полученный раствор добавили разбавленную серную кислоту. Напишите уравнения описанных реакций.

11) Поваренную соль обработали концентрированной серной кислотой. Полученную соль обработали гидроксидом натрия. Полученный продукт прокалили с избытком угля. Выделившийся при этом газ прореагировал в присутствии катализатора с хлором. Напишите уравнения описанных реакций.

12) Натрий прореагировал с водородом. Продукт реакции растворили в воде, при этом образовался газ, реагирующий с хлором, а полученный раствор при нагревании прореагировал с хлором с образованием смеси двух солей. Напишите уравнения описанных реакций.

13) Натрий сожгли в избытке кислорода, полученное кристаллическое вещество поместили в стеклянную трубку и пропустили через неё углекислый газ. Газ, выходящий из трубки, собрали и сожгли в его атмосфере фосфор. Полученное вещество нейтрализовали избытком раствора гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

14) К раствору, полученному в результате взаимодействия пероксида натрия с водой при нагревании, добавили раствор соляной кислоты до окончания реакции. Раствор образовавшейся соли подвергли электролизу с инертными электродами. Газ, образовавшийся в результате электролиза на аноде, пропустили через суспензию гидроксида кальция. Напишите уравнения описанных реакций.

15) Через раствор гидроксида натрия пропустили сернистый газ до образования средней соли. К полученному раствору прилили водный раствор перманганата калия. Образовавшийся осадок отделили и подействовали на него соляной кислотой. Выделившийся газ пропустили через холодный раствор гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

16) Смесь оксида кремния (IV) и металлического магния прокалили. Полученное в результате реакции простое вещество обработали концентрированным раствором гидроксида натрия. Выделившийся газ пропустили над нагретым натрием. Образовавшееся вещество поместили в воду. Напишите уравнения описанных реакций.

17) Продукт взаимодействия лития с азотом обработали водой. Полученный газ пропустили через раствор серной кислоты до прекращения химических реакций. Полученный раствор обработали раствором хлорида бария. Раствор профильтровали, а фильтрат смешали с раствором нитрата натрия и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.

18) Натрий нагрели в атмосфере водорода. При добавлении к полученному веществу воды наблюдали выделение газа и образование прозрачного раствора. Через этот раствор пропустили бурый газ, который был получен в результате взаимодействия меди с концентрированным раствором азотной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

19) Гидрокарбонат натрия прокалили. Полученную соль растворили в воде и смешали с раствором алюминия, в результате образовался осадок и выделился бесцветный газ. Осадок обработали избытком раствора азотной кислоты, а газ пропустили через раствор силиката калия. Напишите уравнения описанных реакций.

20) Натрий сплавили с серой. Образовавшееся соединение обработали соляной кислотой, выделившийся газ нацело прореагировал с оксидом серы (IV). Образовавшееся вещество обработали концентрированной азотной кислотой. Напишите уравнения описанных реакций.

21) Натрий сожгли в избытке кислорода. Образовавшееся вещество обработали водой. Полученную смесь прокипятили, после чего в горячий раствор добавили хлор. Напишите уравнения описанных реакций.

22) Калий нагрели в атмосфере азота. Полученное вещество обработали избытком соляной кислоты, после чего к образовавшейся смеси солей добавили суспензию гидроксида кальция и нагрели. Полученный газ пропустили рад раскаленным оксидом меди (II).Напишите уравнения описанных реакций.

23) Калий сожгли в атмосфере хлора, образовавшуюся соль обработали избытком водного раствора нитрата серебра. Выпавший осадок отфильтровали, фильтрат выпарили т осторожно нагрели. Образовавшуюся соль обработали водным раствором брома. Напишите уравнения описанных реакций.

24) Литий прореагировал с водородом. Продукт реакции растворили в воде, при этом образовался газ, реагирующий с бромом, а полученный раствор при нагревании прореагировал с хлором с образованием смеси двух солей. Напишите уравнения описанных реакций.

25) Натрий сожгли на воздухе. Образовавшееся при этом твердое вещество поглощает углекислый газ с выделением кислорода и соли. Последнюю соль растворили в соляной кислоте, а к полученному при этом раствору добавили раствор нитрата серебра. При этом выпал белый осадок. Напишите уравнения описанных реакций.

26) Кислород подвергли воздействию электроразряда в озонаторе. Полученный газ пропустили через водный раствор йодида калия, при этом выделился новый газ без цвета и запаха, поддерживающий горение и дыхание. В атмосфере последнего газа сожгли натрий, а полученное при этом твердое вещество прореагировало с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.

I A группа.

1. N 2 + O 2 2NO

2NO + O 2 = 2NO 2

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

2. 2NaCl 2Na + Cl 2

на катоде на аноде

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

Na 2 CO 3 + 2NH 4 Cl = 2NaCl + CO 2 + 2NH 3 + Н 2 О

3. NaHCO 3 + HNO 3 = NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

NaNO 3 + 4Zn + 7NaOH + 6H 2 O = 4Na 2 + NH 3

4. 2H 2 O + 2NaI H 2 + 2NaOH + I 2

2K + I 2 = 2KI

8KI + 5H 2 SO 4(конц.) = 4K 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + 4H 2 O

3H 2 S + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3S↓ + 4KOH

5. 2NaCl 2Na + Cl 2

на катоде на аноде

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Na 2 O 2 + SO 2 = Na 2 SO 4

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaOH

6. P 4 + 3KOH + 3H 2 O = 3KH 2 PO 2 + PH 3

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O

P 2 O 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + H 2 O

Щелочные металлы — группа неорганических веществ, простых элементов таблицы Менделеева. Все они обладают похожим атомным строением и соответственно, похожими свойствами. В группу входят калий, натрий, литий, цезий, рубидий, франций и теоретически описанный, но еще не синтезированный элемент унуне́нний. Первые пять веществ существуют в природе, франций — искусственно созданный, радиоактивный элемент. Свое название щелочные металлы получили из-за способности образовывать щелочи в реакции с водой.

Вся элементы группы химически активны, поэтому на Земле встречаются только в составе различных минералов, например, каменной, калийной, поваренной соли, буры, полевого шпата, морской воды, подземных рассолов, чилийской селитры . Франций часто сопутствует урановым рудам; рубидий и цезий — минералам с натрием и калием.

Свойства

Все представители группы — мягкие металлы, их можно резать ножом, сгибать руками. Внешне — блестящие, белого цвета (кроме цезия). Цезий отливает золотистым блеском. Легкие: натрий и калий легче воды, литий всплывает даже в керосине. Классические металлы с хорошей электро- и теплопроводностью. Горят, придают пламени характерный цвет, являющийся одним из аналитических способов определить тип металла. Легкоплавкие, самым «тугоплавким» является литий (+180,5 °С). Цезий тает прямо в руках при температуре +28,4 °С.

Активность в группе увеличивается по мере роста атомной массы: Li →Cs. Обладают восстановительными свойствами, в том числе в реакции с водородом. Проявляют валентность -1. Бурно реагируют с водой (все кроме лития — со взрывом); с кислотами, кислородом. Взаимодействуют с неметаллами, спиртами, водным аммиаком и его производными, карбоновыми кислотами, многими металлами.

Калий и натрий являются биогенными элементами, участвуют в водно-солевом и кислотно-щелочном балансе человеческого организма, необходимы для нормальной циркуляции крови и функционирования многих энзимов. Калий важен для растений.

В нашем организме есть и рубидий. Его нашли в крови, костях, головном мозге, легких. Он оказывает противовоспалительное, противоаллергическое действие, притормаживает реакции нервной системы, усиливает иммунитет, положительно влияет на состав крови.

Меры предосторожности

Щелочные металлы очень опасны, способны воспламеняться и взрываться просто от контакта с водой или воздухом. Многие реакции протекают бурно, поэтому работать с ними допускается только после тщательного инструктажа, с применением всех мер предосторожностей, в защитной маске и защитных очках.

Растворы калия, натрия и лития в воде являются сильными щелочами (гидроксиды калия , натрия, лития); контакт с кожей приводит к глубоким болезненным ожогам. Попадание щелочей, даже низкой концентрации, в глаза может привести к слепоте. Реакции с кислотами, аммиаком, спиртами проходят с выделением пожаро- и взрывоопасного водорода.

Щелочные металлы хранят под слоем керосина или вазелина в герметичных емкостях. Манипуляции с чистыми реактивами проводят в аргоновой атмосфере.

Следует тщательно следить за утилизацией остатков после опытов со щелочными металлами. Все остатки металлов предварительно должны быть нейтрализованы.

Применение

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

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

Нахождение в природе

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

Li

Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 – сподумен

Na

NaCl – поваренная соль (каменная соль), галит

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

NaNO 3 – чилийская селитра

Na 3 AlF 6 - криолит
Na 2 B 4 O 7 · 10H 2 O - бура

K

KCl NaCl – сильвинит

KCl MgCl 2 6H 2 O – карналлит

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

Свойства 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, мягкие, режутся ножом.

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 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.

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

1. Активно взаимодействуют с водой :

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 ­

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 ­

3. Реакция с кислородом:

4Li + O 2 → 2Li 2 O(оксид лития)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрия)

K + O 2 → KO 2 (надпероксид калия)

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

4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na 2 S (сульфиды)

2Na + H 2 → 2NaH (гидриды)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриды)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбиды)

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

Li + – карминово-красный

Na + – желтый

K + , Rb + и Cs + – фиолетовый

Получение

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

Применение щелочных металлов

Литий - подшипниковые сплавы, катализатор

Натрий - газоразрядные лампы, теплоноситель в ядерных реакторах

Рубидий - научно-исследовательские работы

Цезий – фотоэлементы

Оксиды, пероксиды и надпероксиды щелочных металлов

Получение

Окислением металла получается только оксид лития

4Li + O 2 → 2Li 2 O

(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).

Все оксиды (кроме Li 2 O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O

KO 2 + 3K → 2K 2 O

«Литий есть самый легкий металл; он имеет удельный вес 0,59, вследствие чего плавает даже на нефти; плавится около 185°, но не улетучивается при краснокалильном жаре. Цветом он напоминает натрий и, подобно ему, имеет желтый оттенок.»

Д. И. Менделеев. Основы химии.

Когда в 1817 г. 25-летний шведский химик Юхан Август Арфведсон (1792-1841) вы-делил из минерала петалита новую «огнепостоянную щелочь до сих пор неизвестной природы» (это был гидроксид лития), его учитель, знаменитый шведский химик Йенс Якоб Берцелиус (1779-1848), предложил назвать ее литионом, от греч. lithos - камень.

Эта щелочь, в отличие от уже известных натриевой и калиевой, впервые была обнаружена в «царстве» камней. В 1818 г. английский химик Гемфри Дэви (1778-1829) получил из «литиона» новый металл, который назвал литием. Этот же греческий корень - в словах «литосфера», «литография» (оттиск с каменной формы) и др.

Литий - самый легкий из твердых веществ: его плотность всего 0,53 г/см3 (вдвое меньше, чем у воды). Получают литий электролизом расплава хлорида лития. Редкое свойство металлического лития - реакция с азотом при обычных условиях с образованием нитрида лития.

Литий все шире применяется в производстве литий-ионных аккумуляторов. В результате мировое производство лития в 2012 г. составило 37 тысяч тонн - в пять раз больше, чем в 2005 г.

Соединения лития находят применение в стекольной и керамической промышленности. Гидроксид лития - поглотитель избытка углекислого газа в кабинах космических кораблей и подводных лодок. Карбонат лития применяется в психиатрии для лечения некоторых расстройств. В среднем человеке содержится менее 1 мг лития.

Натрий

«Получение металлического натрия относится к важнейшим открытиям в химии не потому одному, что чрез то расширилось и стало более правильным понятие о простых телах, но потому особенно, что в натрии видны химические свойства, лишь слабо выраженные в других общеизвестных металлах.»

Д. И. Менделеев. Основы химии.

Русское название «натрий» (оно есть также в шведском и немецком языках) происходит от слова «натрон»: так древние египтяне называли сухую соду, которую использовали в процессе мумификации. В XVIII веке название «натрон» закрепилось за «минеральной щелочью» - едким натром. Сейчас натронной известью называют смесь едкого натра и оксида кальция (по-английски soda lime), а натрий по-английски (и во многих других языках - sodium). Слово «сода» произошло от латинского названия растения солянка (sodanum). Это прибрежное морское растение, золу которого в древности использовали при изготовлении стекла. В этой золе содержится карбонат натрия, который назвали содой. И сейчас сода - важнейшая составная часть шихты для производства большинства стекол, в том числе оконных.

Галит - основной минерал натрия

Первым из людей, который увидел, как выглядит металлический натрий, был Г. Дэви, выделивший новый металл с помощью электролиза. Он же предложил название новому элементу - sodium.

Натрий - очень активный металл, он быстро окисляется на воздухе, покрываясь толстой коркой продуктов реакций с кислородом и водяными парами. Известен лекционный опыт: если маленький кусочек натрия бросить в воду, он начнет реагировать с ней, выделяя водород. В реакции выделяется много теплоты, которая расплавляет натрий, и его шарик бегает по поверхности. Вода охлаждает натрий и не дает водороду вспыхнуть, но если кусок натрия будет большим, возможно возгорание и даже взрыв.

Металлический натрий широко применяется для различных синтезов как восстановитель, а также как осушитель неводных жидкостей. Он присутствует в обладающих высокой емкостью натриево-серных аккумуляторах. Легкоплавкий сплав натрия с кали-ем, жидкий при комнатной температуре, работает теплоносителем, отводящим избыточную тепловую энергию от ядерных реакторов. Всем известен желтый цвет пламени в присутствии натрия: именно так окрашивается пламя газовой конфорки, если в него попадет мельчайшая капля соленого супа. Пары натрия светятся желтым светом в экономичных газоразрядных лампах, освещающих улицы.

Многие столетия соль была единственным средством консервации пищевых продуктов. Без поваренной соли были бы невозможны дальние морские плавания, кругосветные экспедиции и великие географические открытия. История России знает грандиозное восстание, получившее название Соляной бунт, которое началось в 1648 г. и прокатилось по всей стране. Одна из причин восстания - повышение на-лога на соль.

Когда-то натрий получали сотнями тысяч тонн в год: его использовали для получения тетраэтилсвинца, повышающего октановое число бензина. Запрет на этилированный бензин во многих странах привел к снижению производства натрия. Сейчас мировое производство натрия - около 100 тысяч тонн в год.

Минерал галит (хлорид натрия) образует громадные залежи каменной соли. Толь-ко в России ее запасы исчисляются десятками миллиардов тонн. Галит обычно содержит до 8% других солей, в основном магния и кальция. Ежегодно добывается более 280 млн тонн хлорида натрия, это одно из самых крупномасштабных производств. Когда-то в больших количествах добывали в Чили нитрат натрия, отсюда его название - чилийская селитра.

Применение находят и другие соли натрия, которых в настоящее время известно множество. Одна из самых известных - сульфат натрия. Если эта соль содержит воду, она называется глауберовой. Огромные ее количества образуются при испарении воды в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря (Туркмения), а также в некоторых соляных озерах. В настоящее время растворы сульфата натрия используются в качестве аккумулятора тепла в устройствах, сохраняющих солнечную энергию, в производстве стекла, бумаги, тканей.

Соль поваренная

Натрий - жизненно важный элемент. Ионы натрия находятся в основном во внеклеточной жидкости и участвуют в механизме мышечных сокращений (недостаток натрия вызывает судороги), в поддержании водно-солевого (ионы натрия задерживают воду в организме) и кислотно-щелочного баланса (поддержание постоянного значении рН крови). Из хлорида натрия в желудке вырабатывается соляная кислота, без которой невозможно переваривание пищи. Содержание натрия в теле среднего человека - около 100 г. Натрий поступает в организм в основном в виде поваренной соли, ее суточная доза составляет 3-6 г. Одно-кратная доза более 30 г опасна для жизни.

Калий

По-арабски al-qili - зола, а также нечто прокаленное. Так же стали называть продукт, получаемый из золы растений, т. е. карбонат калия. В золе подсолнечника калия больше 30%. Без арабского артикля это слово в русском языке превратилось в «калий». Кроме русского языка и латыни (kalium), этот термин сохранился во многих европейских языках: немецком, голландском, датском, норвежском, шведском (с латинским окончанием -um), в греческом (κάλιο), а также в ряде славянских языков: сербском (калијум), македонском (калиум), словенском (kalij).

Калий - один из самых распространенных элементов в земной коре. Основные его минералы - сильвин (хлорид калия), сильвинит (смешанный хлорид калия и натрия) и карналлит (смешанный хлорид калия и магния). Сильвин, а также и нитрат калия (калийная, она же индийская селитра) в огромных количествах используются как калийные удобрения. Вместе с азотом и фосфором калий - один из трех важнейших для питания растений элементов.

Сильвин - один из основных минералов калия (наряду с сильвинитом и карналлитом).

Английское название элемента (potassium), как и русское название карбоната калия (поташ), заимствовано из языков германской группы; в английском, немецком и голландском ash - зола, pot - горшок, т. е. поташ - это «зола из горшка». Раньше карбонат калия получали, выпаривая в чанах вытяжку из золы; ее использовали для получения мыла. Калиевое мыло, в отличие от натриевого, жидкое. От арабского названия золы произошло название щелочи во многих европейских языках: англ. и голл. alkali, нем. Аlkali, франц. и итал. alcali и т.п. Тот же корень присутствует в слове «алкалоиды» то есть «подобные щелочи»).

Калий был первым элементом, который открыл Г. Дэви (он впервые получил также литий, барий, кальций, стронций, магний и бор). Дэви подверг электролизу влажный ку-сок гидроксида калия. При этом на его поверхности, по словам Дэви, «появлялись маленькие шарики с сильным металлическим блеском, внешне не отличавшиеся от ртути. Некоторые из них сейчас же после своего образования сгорали со взрывом и с появлением яркого пламени, другие же не сгорали, а только тускнели, и поверхность их покрывалась белой пленкой». Калий - очень активный металл. Его маленький кусочек, внесенный в воду, взрывается.

Калий - важный биоэлемент, в организме человека содержится от 160 до 250 г калия, больше, чем натрия. Ионы калия участвуют в прохождении нервных импульсов. Много калия содержат фрукты и овощи.

Гидроксид калия используется для получения мыла. Он служит электролитом в щелочных аккумуляторах - железо-никелевых, никель-металлогидридных. Раньше нитрат калия (калиевая селитра) в огромных количествах расходовался для производства черного пороха; сейчас он используется как удобрение.

Природный калий содержит 0,0117% долгоживущего радионуклида 40К с периодом полураспада 1,26 млрд лет. Этим объясняется тот факт, что калий-40 «дожил» до нашего времени с момента его синтеза в ядерных реакциях в звездах. Однако с момента образования Земли 4,5 млрд лет назад содержание 40К на планете из-за его распада снизилось в 12,5 раз! В теле человека массой 70 кг содержится примерно 20 мг 40К, или 3 · 1020 атомов, из которых каждую секунду распадается более 5000 атомов! Не исключено, что такое «внутреннее» облучение (усиленное распадом углерода-14) было одной из причин мутаций в ходе эволюции живой природы. Мировое производство металлического калия невелико: около 200 тонн в год.

Рубидий и цезий

Рубидий и цезий - первые химические элементы, от-крытые с помощью спектрального анализа. Этот метод разработали немецкие ученые и друзья - физик Густав Роберт Кирхгоф (1824-1887) и химик Роберт Вильгельм Бунзен (1811-1899), работавшие в Гейдельбергском университете. С помощью этого исключительно чувствительного метода они анализировали все попадавшиеся им вещества в надежде найти что-то новое. И в начале 1860-х гг. открыли два новых элемента. Это произошло, когда анализу подвергли сухой остаток, полученный выпариванием воды из минеральных источников курорта Бад-Дюркхайм, в 30 км от Гейдельберга. В спектре этого вещества, помимо уже известных им линий натрия, калия и лития, Кирхгоф и Бунзен заметили две слабые голубые линии. Они поняли, что эти линии принадлежат неизвестному химическому элементу, который присутствует в воде в очень малых количествах. По свету спектральных линий новый элемент

Продолжив исследования, Кирхгоф и Бунзен обнаружили в присланном им из Саксонии алюмосиликатном минерале лепидо (литиевой слюде) еще один элемент, в спектре которого выделялись темно-красные линии. Его назвали рубидием: от лат. rubidus - красный. Этот же элемент был обнаружен в минеральной воде, откуда химику Бунзену удалось его выделить. Достойно упоминания что для получения нескольких граммов соли рубидия пришлось переработать 44 тонны минеральной воды и свыше 180 кг лепидолита.

Кристаллы цезия можно хранить в запаянной ампуле.

И как в конце XIX века в не менее титанической работе по выделению соли радия «компасом» для Марии Кюри служила радиоактивность, аналогичным «компасом» для Кирхгофа и Бунзена был спектроскоп.

Рубидий и цезий - типичные щелочные металлы. Это подтвердилось, когда химик Бунзен восстановлением соли рубидия получил этот элемент в виде металла. Более активный цезий удалось получить в чистом виде только в 1881 г. шведскому химику Карлу Теодору Сеттербергу (1853-1941) путем электролиза расплавленного цианида цезия. Цезий - один из самых легкоплавких металлов. В чистом виде он имеет золотистый цвет. Но получить чистый цезий непросто: на воздухе он мгновенно самовоспламеняется. Чистый рубидий плавится всего при 39,3 °С, цезий - на 10 градусов ниже, и в очень жаркий летний день образцы этих металлов в ампулах становятся жидкими.

Мировое производство металлического рубидия невелико - около 3 тонн в год. В медицине используется рубидий-87: его атомы поглощаются клетками крови, и по излучению ими быстрых электронов с помощью специального оборудования можно увидеть «узкие места» в кровеносных сосудах. Используется рубидий в элементах солнечных батарей.

Густав Кирхгоф (слева) и Роберт Бунзен обнаружили рубидий благодаря спектроскопу. В спектре лепидолита они обнаружили темно-красные линии и дали имя новому элементу - рубидий.

В организме человека среднего возраста содержится примерно 0,7 г рубидия, а цезия - всего 0,04 мг.

Электронные переходы в атомах цезия используются в исключительно точных «атомных часах». Во всем мире сейчас более 70 таких точнейших часов - эталонов времени: ошибка составляет менее секунды за 100 миллионов лет. По цезиевым часам определена единица времени - секунда.

Было предложено использовать ионы цезия для разгона ракеты с помощью электро-реактивного двигателя. В нем ионы ускоряются в сильном электростатическом поле и выбрасываются через сопло.

Электрические ракетные двигатели при малой тяге способны работать длительное время и осуществлять полеты на большие расстояния.

Франций

Этот элемент открыла (по его радиоактивности) в 1939 г. сотрудница Института радия в Париже Маргарита Перей (1909-1975), а название ему она дала в честь своей родины в 1946 г.

Франций - сосед цезия по Периодический системе элементов. Д. И. Менделеев так и назвал не открытый тогда еще элемент - экацезием. Этот последний и самый тяжелый щелочной металл разительно отличается от всех других в его группе. Во-первых, никто никогда не видел и не увидит даже мельчайший кусочек франция. Во-вторых, у франция нет таких физических свойств, как плотность, температура плавления и кипения. Так что термин «самый тяжелый металл» можно отнести только к его атомам, но не к простому веществу. И все по-тому, что франций - искусственно полученный сильно радиоактивный элемент, самый долгоживущий его изотоп 223 Fr имеет период полураспада всего 22 минуты. А чтобы изучить физические свойства вещества, нужно иметь его в виде хотя бы самого маленького кусочка. Но для франция это невозможно.

Маргарита Перей - первая женщина, избранная (в 1962 г.) во Французскую академию наук.

Франций получают искусственно. И по мере синтеза его атомы быстро распадаются. Причем чем больше накоплено атомов, тем больше их распадается в единицу времени. Значит, чтобы просто поддерживать число атомов франция постоянным, их нужно синтезировать со скоростью не меньшей, чем скорость их распада. При синтезе франция в Дубне путем облучения урана мощным пучком протонов каждую секунду получался примерно миллион атомов этого элемента. При такой скорости синтеза скорость распада образца становится равной скорости его образования, когда число его атомов равно двум миллиардам. Это совершенно ничтожное количество вещества, его даже в микроскоп не видно.

Кроме того, эти атомы не собраны в кусочек металла, а распределены по поверхности урановой мишени. Так что неудивительно, что во всем земном шаре в любой момент наберется не более двух-трех десятков граммов франция, рассеянных поодиночке в радиоактивных горных породах.