Щелочные металлы
Щелочные металлы
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
- Цезий и рубидий используются в фотоэлементах, топливных элементах.
- Цезий применяется в источниках тока, энергоемких аккумуляторах, счетчиках радиоактивных частиц, гамма-спектрометрах для космических аппаратов; приборах ночного видения и оружейных прицелах. Изотопы цезия используются для стерилизации пищевой тары, медицинских инструментов, мясных продуктов, лекарств; они входят в состав некоторых лекарств, применяются для радиотерапии опухолей.
- Рубидий входит в состав болеутоляющих, снотворных, успокаивающих препаратов. Применяется в телевизионных трубках, оптических приборах, низкотемпературных источниках тока, в смазке для космических аппаратов, высокочувствительных магнитометрах для космических и геофизических исследований. Производные рубидия используются в атомной промышленности, химпроме, вакуумных радиолампах, высокотемпературных термометрах.
- Калий и натрий применяются в воздухо-восстановительных системах на подводных лодках и батискафах, в автономных противогазах и дыхательных аппаратах.
- Литий востребован в источниках тока, для производства подшипниковых сплавов и литийорганических соединений, как катализатор в химпроме.
- Натрий применяется в газоразрядных лампах, в металлургии; как теплоноситель в атомной индустрии; в химической индустрии в процессах орг.синтеза.
- В разных сферах промышленности и быта используется большое количество производных щелочных металлов, например, пищевая и кальцинированная сода, поваренная соль, натриевая и калийная селитра, нитраты, сульфаты, карбонаты, гидроксиды натрия, калия и лития и пр.
Источник: https://pcgroup.ru/blog/schelochnye-metally/
Характерные химические свойства щелочных металлов
•Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs.
•Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.
•Практически все соли растворимы в воде.
•Низкие температуры плавления,
•Малые значения плотностей,
•Вследствие своей активности щелочные металлы хранят под слоем керосина, чтобы преградить доступ воздуха и влаги. Литий очень легкий и в керосине всплывает на поверхность, поэтому его хранят под слоем вазелином.
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
2. Реакция щелочных металлов с кислородом:
4Li + O2 → 2Li2O (оксид лития)
2Na + O2 → Na2O2 ( пероксид натрия)
K + O2 → KO2 (надпероксид калия)
На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).
3. В реакциях щелочных металлов с другими неметаллами образуются бинарные соединения:
2Li + Cl2 → 2LiCl (галогениды)
2Na + S → Na2S (сульфиды)
2Na + H2 → 2NaH (гидриды)
6Li + N2 → 2Li3N (нитриды)
2Li + 2C → Li2C2 (карбиды)
4. Реакция щелочных металлов с кислотами
(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой):
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком
(образуется амид натрия):
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:
2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2;
2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2;
7. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:
Li+ – карминово-красный
Na+ – желтый
K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый
Получение щелочных металлов
Металлические литий, натрий и калий получают электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl2
В небольших масштабах используется также вакуум-термическое получение натрия и калия:
2NaCl+CaC2=2Na+CaCl2+2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl2+Ca2SiO4.
Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).
Особенности химических свойств s-элементов I группы и их физиологическое действие
Электронная конфигурация атома лития 1s22s1 . У него самый большой во 2-м периоде атомный радиус, что облегчает отрыв валентного электрона и возникновение иона Li+ со стабильной конфигурацией инертного газа (гелия).
Следовательно, его соединения образуются с передачей электрона от лития к другому атому и возникновением ионной связи с небольшой долей ковалентности. Литий ‑ типичный металлический элемент. В виде вещества это щелочной металл.
От других членов I группы он отличается малыми размерами и наименьшей, по сравнению с ними, активностью. В этом отношении он напоминает расположенный по диагонали от Li элемент II группы ‑ магний. В растворах ион Li+ сильно сольватирован; его окружают несколько десятков молекул воды.Литий по величине энергии сольватации — присоединения молекул растворителя, стоит ближе к протону, чем к катионам щелочных металлов.
Малый размер иона Li+, высокий заряд ядра и всего два электрона создают условия для возникновения вокруг этой частицы довольно значительного поля положительного заряда, поэтому в растворах к нему притягивается значительное число молекул полярных растворителей и его координационное число велико, металл способен образовывать значительное число литийорганических соединений.
Натрием начинается 3-й период, поэтому у него на внешнем уровне всего 1е—, занимающий 3s-орбиталь. Радиус атома Na — наибольший в 3-м периоде. Эти две особенности определяют характер элемента. Его электронная конфигурация 1s22s22p63s1. Единственная степень окисления натрия +1.
Электроотрицательность его очень мала, поэтому в соединениях натрий присутствует только в виде положительно заряженного иона и придает химической связи ионный характер. По размеру ион Na+ значительно больше, чем Li+, и сольватация его не так велика.
Однако в растворе в свободном виде он не существует.
Физиологическое значение ионов К+ и Na+ связано с их различной адсорбируемостью на поверхности компонентов, входящих в состав земной коры. Соединения натрия лишь незначительно подвержены адсорбции, в то время как соединения калия прочно удерживаются глиной и другими веществами.
Мембраны клеток, являясь поверхностью раздела клетка ‑ среда, проницаемы для ионов К+, вследствие чего внутриклеточная концентрация К+ значительно выше, чем ионов Na+ . В то же время в плазме крови концентрация Na+ превышает содержание в ней калия. С этим обстоятельством связывают возникновение мембранного потенциала клеток.
Ионы К+ и Na+ ‑ одни из основных компонентов жидкой фазы организма. Их соотношение с ионами Са2+ строго определенно, а его нарушение приводит к патологии. Введение ионов Na+ в организм не оказывает заметного вредного влияния.
Повышение же содержания ионов К+ вредно, но в обычных условиях рост его концентрации никогда не достигает опасных величин. Влияние ионов Rb+, Cs+, Li+ еще недостаточно изучено.
Из различных поражений, связанных с применением соединений щелочных металлов, чаще всего встречаются ожоги растворами гидроксидов. Действие щелочей связано с растворением в них белков кожи и образованием щелочных альбуминатов. Щелочь вновь выделяется в результате их гидролиза и действует на более глубокие слои организма, вызывая появление язв.Ногти под влиянием щелочей становятся тусклыми и ломкими. Поражение глаз, даже очень разбавленными растворами щелочей, сопровождается не только поверхностными разрушениями, но нарушениями более глубоких участков глаза (радужной оболочки) и приводит к слепоте.
При гидролизе амидов щелочных металлов одновременно образуется щелочь и аммиак, вызывающие трахеобронхит фибринозного типа и воспаление легких.
Калий был получен Г. Дэви практически одновременно с натрием в 1807 г. при электролизе влажного гидроксида калия. От названия этого соединения ‑ «едкое кали» и получил свое наименование элемент. Свойства калия заметно отличаются от свойств натрия, что обусловлено различием величин радиусов их атомов и ионов.
В соединениях калия связь более ионная, а в виде иона К+ он обладает меньшим поляризующим действием, чем натрий, из-за больших размеров. Природная смесь состоит из трех изотопов 39К, 40К, 41К. Один из них 40К ‑ радиоактивен и определенная доля радиоактивности минералов и почвы связана с присутствием этого изотопа.
Его период полураспада велик ‑ 1,32 млрд. лет. Определить присутствие калия в образце довольно легко: пары металла и его соединения окрашивают пламя в фиолетово-красный цвет. Спектр элемента довольно прост и доказывает наличие 1е— на 4s-орбитали.
Изучение его послужило одним из оснований для нахождения общих закономерностей в строении спектров.
В 1861 г. при исследовании соли минеральных источников спектральным анализом Роберт Бунзен обнаружил новый элемент. Его наличие доказывалось темно-красными линиями в спектре, которых не давали другие элементы. По цвету этих линий элемент и был назван рубидием (rubidus—темно-красный). В 1863 г. Р.
Бунзен получил этот металл и в чистом виде восстановлением тартрата рубидия (виннокислой соли) сажей. Особенностью элемента является легкая возбудимость его атомов. Электронная эмиссия у него появляется под действием красных лучей видимого спектра. Это связано с небольшой разницей в энергиях атомных 4d и 5s-орбиталей.
Из всех щелочных элементов, имеющих стабильные изотопы, рубидию (как и цезию) принадлежит один из самых больших атомных радиусов и маленький потенциал ионизации.Такие параметры определяют характер элемента: высокую электроположительность, чрезвычайную химическую активность, низкую температуру плавления (390C) и малую устойчивость к внешним воздействиям.
https://www.youtube.com/watch?v=7JLRODnRwb4
Открытие цезия, как и рубидия, связано со спектральным анализом. В 1860 г. Р.Бунзен обнаружил две яркие голубые линии в спектре, не принадлежащие ни одному известному к тому времени элементу. Отсюда произошло и название «цезиус» (caesius), что значит небесно-голубой. Это последний элемент подгруппы щелочных металлов, который ещё встречается в измеримых количествах.
Наибольший атомный радиус и наименьшие первые потенциалы ионизации определяют характер и поведение этого элемента. Он обладает ярко выраженной электроположительностью и ярко выраженными металлическими качествами. Стремление отдать внешний 6s-электрон приводит к тому, что все его реакции протекают исключительно бурно.
Небольшая разница в энергиях атомных 5d- и 6s-орбиталей обусловливает легкую возбудимость атомов. Электронная эмиссия у цезия наблюдается под действием невидимых инфракрасных лучей (тепловых). Указанная особенность структуры атома определяет хорошую электрическую проводимость тока. Все это делает цезий незаменимым в электронных приборах.
В последнее время все больше внимания уделяется цезиевой плазме как топливу будущего и в связи с решением проблемы термоядерного синтеза.
На воздухе литий активно реагирует не только с кислородом, но и с азотом и покрывается пленкой, состоящей из Li3N (до 75%) и Li2O. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (Na2O2) и надпероксиды (K2O4 или KO2).
Перечисленные вещества реагируют с водой:
Li3N + 3 H2O = 3 LiOH + NH3 ;
Na2O2 + 2 H2O = 2 NaOH + H2O2 ;
K2O4 + 2 H2O = 2 KOH + H2O2 + O2 .
Для регенерации воздуха на подводных лодках и космических кораблях, в изолирующих противогазах и дыхательных аппаратах боевых пловцов (подводных диверсантов) использовалась смесь «оксон»:
Na2O2+CO2=Na2CO3+0,5O2 ;
K2O4 + CO2 = K2CO3+ 1,5 O2 .
В настоящее время это стандартная начинка регенерирующих патронов изолирующих противогазов для пожарных.
Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя гидриды:
2Li+H2=2LiH.
Гидрид лития используется как сильный восстановитель.
Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O.
Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду при нагревании вплоть до температур их кипения (более 13000С). Некоторые соединения натрия называют содами:а) кальцинированная сода, безводная сода, бельевая сода или просто сода – карбонат натрия Na2CO3;
б) кристаллическая сода – кристаллогидрат карбоната натрия Na2CO3.10H2O;
в) двууглекислая или питьевая – гидрокарбонат натрия NaHCO3;
г) гидроксид натрия NaOH называют каустической содой или каустиком.
Источник: http://himege.ru/xarakternye-ximicheskie-svojstva-shhelochnyx-metallov/
Общая характеристика щелочных металлов
В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1.
Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства.
Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).
Некоторые свойства щелочных металлов
3 | Литий Li | 0,152 | 0,078 | 5,32 | 0,98 | 0,53 | 181 | 1347 |
11 | Натрий Na | 0,190 | 0,098 | 5,14 | 0,93 | 0,97 | 98 | 883 |
19 | Калий K | 0,227 | 0,133 | 4,34 | 0,82 | 0,86 | 64 | 774 |
37 | Рубидий Rb | 0,248 | 0,149 | 4,18 | 0,82 | 1,53 | 39 | 688 |
55 | Цезий Cs | 0,265 | 0,165 | 3,89 | 0,79 | 1,87 | 28 | 678 |
Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.
Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы.
Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмосиликата калия K2[Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2[Al2Si6O16].
В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl • KCl, карналлит KCl • MgCl2 • 6H2O, полигалит K2SO4 • MgSO4 • CaSO4 • 2H2O.
Химические свойства щелочных металлов
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина.
Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.
1.Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:
При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.
2.Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.
Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:
Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О22−и надпероксид-ион O2−.
Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО3. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:
Li2O | Белый |
Na2O | Белый |
K2O | Желтоватый |
Rb2O | Жёлтый |
Cs2O | Оранжевый |
Na2O2 | Светло-жёлтый |
KO2 | Оранжевый |
RbO2 | Тёмно-коричневый |
CsO2 | Жёлтый |
Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:
Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
3.Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:
При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами.
Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:
При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):
4.Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:
Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями
Li | Карминно-красный |
Na | Жёлтый |
K | Фиолетовый |
Rb | Бурокрасный |
Cs | Фиолетово-красный |
Получение щелочных металлов
1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:
катод: Li+ + e → Li
анод: 2Cl− — 2e → Cl2
2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:
катод: Na+ + e → Na
анод: 4OH− — 4e → 2H2O + O2
3. Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600-900 °C:
Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка.[источник не указан 395 дней]
Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.
Гидроксиды
Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:
катод:
анод:
Прежде щёлочь получали реакцией обмена:
Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na2CO3.
Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:
Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:
Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.
Карбонаты
Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века.
Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C.
При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:
Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO3−, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия.После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону:Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.
При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na2CO3 и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:
Основной потребитель соды — стекольная промышленность.
В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO3, гидрокарбонат калия KHCO3 хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K2CO3 получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:
Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.
Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO3−.
Литература
- Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
- Ерёмина Е. А., Рыжова О. Н. Глава 14. Щелочные металлы // Справочник школьника по химии. — М.: Экзамен, 2009. — С. 224-231. — 512 с. — 5000 экз. — ISBN 978-5-377-01472-0
- Кузьменко Н. Е. , Ерёмин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. — М.: Экзамен, 1997-2001.
- Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической химии. — М.: Химия, 1987.
- Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1974.
- Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
- Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: Высший химический колледж РАН, 1997.
Примечания
- ↑ Таблица Менделеева на сайте ИЮПАК
- Щелочные металлы, реакция с водой в передаче мозголомы
Источник: http://dictionary.sensagent.com/%D0%A9%D0%B5%D0%BB%D0%BE%D1%87%D0%BD%D1%8B%D0%B5_%D0%BC%D0%B5%D1%82%D0%B0%D0%BB%D0%BB%D1%8B/ru-ru/
Химия 11 класс: Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий
Главную подгруппу I группы Периодической системы Д.И. Менделеева составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Элементы этой подгруппы относят к металлам. Их общее название – щелочные металлы.
Щелочноземельные металлы находятся в главной подгруппе II группы Периодической системы Д.И. Менделеева. Это магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.
Щелочные и щелочноземельные металлы как типичные металлы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства. У элементов главных подгрупп металлические свойства с увеличением радиуса возрастают. Особенно сильно восстановительные свойства проявляются у щелочных металлов.
Настолько сильно, что практически невозможно проводить их реакции с разбавленными водными растворами, так как в первую очередь будет идти реакция взаимодействия их с водой. У щелочноземельных металлов ситуация аналогичная.
Они тоже взаимодействуют с водой, но гораздо менее интенсивно, чем щелочные металлы.
Электронные конфигурации валентного слоя щелочных металлов – ns1 , где n – номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов – ns2 (s-элементы).
У алюминия валентные электроны …3s23р1 (p-элемент). Эти элементы образуют соединения с ионным типом связи.
При образовании соединений для них степень окисления соответствует номеру группы.
Обнаружение ионов металла в солях
Ионы металлов легко определить по изменению окраски пламени. Рис. 1.
Соли лития – карминово-красная окраска пламени. Соли натрия – желтый. Соли калия – фиолетовый через кобальтовое стекло. Рубидия – красный, цезия – фиолетово-синий.
Рис. 1 Определение ионов металлов по изменению окраски пламени
Соли щелочноземельных металлов: кальция – кирпично-красный, стронция – карминово-красный и бария – желтовато-зеленый. Соли алюминия окраску пламени не меняют. Соли щелочных и щелочноземельных металлов используются для создания фейерверков. И можно легко определить по окраске, соли какого металла применялись.
2. Щелочные металлы
Свойства металлов
Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см3.
Химические свойства щелочных металлов
1. Взаимодействие с неметаллами
Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов.
2Na + Cl2→ 2NaCl
2Na + S Na2S
2Na + H2 2NaH
3Na + P Na3P
Литий – это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре.
6Li + N2 = 2Li3N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.Li3N + 3H2O → 3LiOH + NH3↑
2. Взаимодействие с кислородом
Только с литием сразу образуется оксид лития.
4Li + О2 = 2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.
2Na + О2 = Na2О2. При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.
К + О2 = КО2
3. Взаимодействие с водой
https://www.youtube.com/watch?v=_JzTjsMKv_A
По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом.
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O
8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
Получение щелочных металлов
Из-за высокой активности металлов, получать их можно при помощи электролиза солей, чаще всего хлоридов.
Соединения щелочных металлов находят большое применение в разных отраслях промышленности. См. Табл. 1.
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ | |
NaOH | Едкий натр (каустическая сода) |
NaCl | Поваренная соль |
NaNO3 | Чилийская селитра |
Na2SO4∙10H2O | Глауберова соль |
Na2CO3∙10H2O | Сода кристаллическая |
KOH | Едкое кали |
KCl | Хлорид калия (сильвин) |
KNO3 | Индийская селитра |
K2CO3 | Поташ |
3. Щелочноземельные металлы
Их название связано с тем, что гидроксиды этих металлов являются щелочами, а оксиды раньше называли «земли». Например, оксид бария BaO – бариевая земля. Бериллий и магний чаще всего к щелочноземельным металлам не относят. Мы не будем рассматривать и радий, так как он радиоактивный.
Химические свойства щелочноземельных металлов
1. Взаимодействие с неметаллами
Сa + Cl2→ 2СaCl2
Сa + S СaS
Сa + H2 СaH2
3Сa + 2P Сa3 P2-
2. Взаимодействие с кислородом
2Сa + O2 → 2CaO
3. Взаимодействие с водой
Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O
4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O
Получение щелочноземельных металлов
Металлический кальций и стронций получают электролизом расплава солей, чаще всего хлоридов.
CaCl2 Сa + Cl2
Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария
3BaO +2Al 3Ba + Al2O3
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ
Самыми известными соединениями щелочноземельным металлов являются: CaО – негашеная известь. Ca(OH)2 – гашеная известь, или известковая вода.
При пропускании углекислого газа через известковую воду происходит помутнение, так как образуется нерастворимый карбонат кальция СаСО3.
Но надо помнить, что при дальнейшем пропускании углекислого газа образуется уже растворимый гидрокарбонат и осадок исчезает.
Рис. 2 Гипс и алебастр используются в строительстве, в медицине и для изготовления декоративных изделийСaO + H2O → Ca(OH)2
Ca(OH)2 + CO2↑ → CaCO3↓+ H2O
CaCO3↓+ H2O + CO2 → Ca(HCO3)2
Гипс – это CaSO4∙2H2O, алебастр – CaSO4∙0,5H2O. Гипс и алебастр используются в строительстве, в медицине и для изготовления декоративных изделий. Рис. 2.
Карбонат кальция CaCO3 образует множество различных минералов. Рис. 3.
Рис. 3 Карбонат кальция CaCO3 образует множество различных минералов
Фосфат кальция Ca3(PO4)2 – фосфорит, фосфорная мука используется как минеральное удобрение.
Чистый безводный хлорид кальция CaCl2 – это гигроскопичное вещество, поэтому широко применяется в лабораториях как осушитель.
Карбид кальция – CaC2. Его можно получить так:
СaO + 2C →CaC2 +CO. Одно из его применений – это получение ацетилена.
CaC2 + 2H2O →Ca(OH)2 + C2H2↑
Сульфат бария BaSO4 – барит. Рис. 4. Используется как эталон белого в некоторых исследованиях.
Рис. 4 Сульфат бария BaSO4 – барит
Жесткость воды
В природной воде содержатся соли кальция и магния. Если они содержатся в заметных концентрациях, то в такой воде не мылится мыло из-за образования нерастворимых стеаратов. При её кипячении образуется накипь.
Временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Такую жесткость воды можно устранить кипячением.
Ca(HCO3)2 CaCO3↓ + СО2↑ + Н2О
Постоянная жесткость воды обусловлена наличием катионов Ca2+., Mg2+ и анионов H2PO4- ,Cl-, NO3- и др. Постоянная жесткость воды устраняется только благодаря реакциям ионного обмена, в результате которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок.CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaCl
4. Алюминий
Алюминий и его соединения
Алюминий занимает 4-е место по распространенности в земной коре, уступая кремнию, кислороду и водороду. В природе он присутствует в виде алюмосиликатов, глин и бокситов. Рис. 5.
Рис. 5 Алюминий
По своим химическим свойствам он гораздо менее активен, чем щелочные и щелочноземельные металлы. Во многом это связано с образованием не его поверхности тончайшей пленки оксида, которая препятствует или замедляет многие химические реакции.
Химические свойства алюминия
1. Реакция с галогенами
2Al + 3I2 2AlI3
2. Сгорает при нагревании с выделением большого количества теплоты
4Al + 3O2 2Al2O3 + Q . При этом может развиваться температура до 35000С.
3. Реакция с неметаллами
2Al + 3S Al2S3
2Al + N2 2AlN
4Al + 3С Al4С3
4. Взаимодействует с водой
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 +3H2↑ Если снять амальгамированием или механически пленку.
Амальгамирование – это нанесение на поверхность небольшого количества ртути.
5. Алюминий активно восстанавливает металлы из их оксидов (алюмотермия)
Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr; этот способ используется при получении многих металлов: Mn, Cr, V, W, Ba, Sr и др.
6. Взаимодействует с кислотами-неокислителями
2Al + 6HCl →2AlCl3 + 3H2↑
Алюминий не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами из-за пассивации. С разбавленной серной или азотной кислотой взаимодействует
8Al + 30HNO3 →8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
7. Взаимодействие со щелочами. Al, Al2O3, Al(OH)3 взаимодействуют со щелочами:2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ (амфотерные свойства).
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
8. Реагирует с растворами солей
2Al + 3CuCl2 → 2AlCl3 + 3Cu
Применение алюминия
Рис. 6 Алюминий широко применяется в быту и технике
Алюминий широко применяется в быту и технике, так как он довольно легок, коррозионно-устойчив и нетоксичен. См. Рис. 6. Часто используются сплавы алюминия.
Основной – это дуралюмин (дюралюминий, дюраль). Это сплав алюминия, содержащий медь (массовая доля – 1,4-13%) и небольшие количества магния, марганца и других компонентов.
Используется как конструкционный материал в авиа- и машиностроении.
5. Смеси, регенерирующие кислород
Оксиды и пероксиды способны реагировать с углекислым газом, образуя карбонат и кислород.
Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + 1/2O2
KO2 + CO2 → K2CO3 + 3/2O2
Если сложить эти 2 уравнения реакции, то получится смесь, выделяющая и 2 моль углекислого газа, и 2 моль кислорода.
Na2O2 + 2KO2 + 2 CO2 → Na2CO3 + K2CO3 + 2О2. Суммарный объём газа в левой и правой части уравнения будет одинаков.
Постоянство объёма газа очень важно, так как такие смеси применяются для удаления CO2 и превращения его в нужный для дыхания кислород, например, в подводных лодках или космических станциях. Но там не должно происходить перепада давления.
Подведение итога
Была раскрыта тема «Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий».
Вы узнали общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучили по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений было рассмотрено такое понятие, как жесткость воды.
Познакомились с алюминием, его свойствами и сплавами. Вы узнали, что такое смеси, регенерирующие кислород, озониды, пероксид бария и получение кислорода.
Источник: https://100ballov.kz/mod/page/view.php?id=3151