Това са елементи от I група на периодичната таблица: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr); много мек, пластичен, топим и лек, обикновено сребристобял на цвят; химически много активен; реагират бурно с вода, образувайки алкали(оттук и името).
Всички алкални метали са изключително активни, проявяват редуциращи свойства във всички химични реакции, отдават единствения си валентен електрон, превръщайки се в положително зареден катион и проявяват едно единствено състояние на окисление +1.
Редукционната способност нараства в реда ––Li–Na–K–Rb–Cs.
Всички съединения на алкални метали са йонни по природа.
Почти всички соли са разтворими във вода.
Ниски температури на топене,
Ниска плътност,
Меко, реже се с нож
Поради тяхната активност, алкалните метали се съхраняват под слой керосин, за да блокират достъпа на въздух и влага. Литият е много лек и изплува на повърхността в керосин, така че се съхранява под слой вазелин.
Химични свойства на алкалните метали
1. Алкалните метали активно взаимодействат с водата:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Реакция на алкални метали с кислород:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (литиев оксид)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (натриев пероксид)
K + O 2 → KO 2 (калиев супероксид)
Във въздуха алкалните метали незабавно се окисляват. Поради това те се съхраняват под слой от органични разтворители (керосин и др.).
3. При реакции на алкални метали с други неметали се образуват бинарни съединения:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (халогениди)
2Na + S → Na 2 S (сулфиди)
2Na + H 2 → 2NaH (хидриди)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриди)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбиди)
4. Взаимодействие на алкални метали с киселини
(рядко се провежда, има конкурентна реакция с вода):
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
5. Взаимодействие на алкални метали с амоняк
(образува се натриев амид):
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
6. Взаимодействие на алкални метали с алкохоли и феноли, които в този случай проявяват киселинни свойства:
2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2;
2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2;
7. Качествена реакция към катиони на алкални метали - оцветяване на пламъка в следните цветове:
Li+ – карминово червено 
Na+ – жълто
K + , Rb + и Cs + – лилаво
Получаване на алкални метали
Метални литий, натрий и калий получавамчрез електролиза на разтопени соли (хлориди) и рубидий и цезий чрез редукция във вакуум, когато техните хлориди се нагряват с калций: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
Вакуумно-термично производство на натрий и калий също се използва в малък мащаб:
2NaCl+CaC2 =2Na+CaCl2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4.
При вакуумно-термични процеси се отделят активни алкални метали поради високата им летливост (изпаренията им се отвеждат от реакционната зона).
Характеристики на химичните свойства на s-елементите от I група и техните физиологични ефекти
Електронната конфигурация на литиевия атом е 1s 2 2s 1. Той има най-големия атомен радиус във втория период, което улеснява отстраняването на валентния електрон и появата на Li + йон със стабилна конфигурация на инертен газ (хелий). Следователно неговите съединения се образуват чрез прехвърляне на електрон от литий към друг атом и образуване на йонна връзка с малко количество ковалентност. Литият е типичен метален елемент. Под формата на вещество е алкален метал. Отличава се от другите членове на група I с малкия си размер и най-малката активност в сравнение с тях. В това отношение той прилича на елемента магнезий от група II, разположен диагонално на Li. В разтворите Li+ йонът е силно солватиран; той е заобиколен от няколко десетки водни молекули. По отношение на енергията на солватация - добавянето на молекули на разтворителя, литият е по-близо до протон, отколкото до катиони на алкални метали.
Малкият размер на Li + йона, високият заряд на ядрото и само два електрона създават условия за появата на доста значително поле с положителен заряд около тази частица, следователно в разтворите има значителен брой молекули на полярни разтворители привлечен от него и неговото координационно число е високо, металът е способен да образува значителен брой органолитиеви съединения.
Натрият започва 3-тия период, така че има само 1e на външно ниво - , заемащи 3s орбитала. Радиусът на Na атома е най-голям в 3-тия период. Тези две характеристики определят характера на елемента. Електронната му конфигурация е 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Единствената степен на окисление на натрия е +1. Неговата електроотрицателност е много ниска, следователно в съединенията натрият присъства само под формата на положително зареден йон и придава на химичната връзка йонен характер. Na + йонът е много по-голям по размер от Li + и неговата солватация не е толкова голяма. Въпреки това, той не съществува в свободна форма в разтвор.
Физиологичното значение на K + и Na + йони е свързано с тяхната различна адсорбируемост на повърхността на компонентите, които изграждат земната кора. Натриевите съединения са само слабо податливи на адсорбция, докато калиевите съединения се държат здраво от глина и други вещества. Клетъчните мембрани, като интерфейс между клетката и околната среда, са пропускливи за K + йони, в резултат на което вътреклетъчната концентрация на K + е значително по-висока от тази на Na + йони. В същото време концентрацията на Na + в кръвната плазма надвишава съдържанието на калий в нея. С това обстоятелство се свързва появата на потенциала на клетъчната мембрана. K + и Na + йони са едни от основните компоненти на течната фаза на тялото. Връзката им с Ca 2+ йони е строго определена и нарушаването й води до патология. Въвеждането на Na+ йони в организма няма забележим вреден ефект. Увеличаването на съдържанието на K + йони е вредно, но при нормални условия увеличаването на концентрацията му никога не достига опасни стойности. Влиянието на Rb + , Cs + , Li + йони все още не е достатъчно проучено.
От различните наранявания, свързани с употребата на съединения на алкални метали, най-често срещаните са изгаряния с хидроксидни разтвори. Ефектът на алкалите е свързан с разтварянето на кожните протеини в тях и образуването на алкални албуминати. Алкалите се освобождават отново в резултат на тяхната хидролиза и действат върху по-дълбоките слоеве на тялото, причинявайки появата на язви. Ноктите под въздействието на алкали стават скучни и чупливи. Увреждането на очите, дори и с много разредени алкални разтвори, е придружено не само от повърхностно разрушаване, но и от увреждане на по-дълбоките части на окото (ириса) и води до слепота. По време на хидролизата на амидите на алкални метали едновременно се образуват алкали и амоняк, причиняващи фибринозен трахеобронхит и пневмония.
Калият е получен от G. Davy почти едновременно с натрия през 1807 г. чрез електролиза на мокър калиев хидроксид. Елементът получи името си от името на това съединение - "каустичен калий". Свойствата на калия се различават значително от свойствата на натрия, което се дължи на разликата в радиусите на техните атоми и йони. В калиевите съединения връзката е по-йонна и под формата на K + йон има по-малко поляризиращ ефект от натрия поради големия си размер. Естествената смес се състои от три изотопа 39 K, 40 K, 41 K. Единият от тях е 40 K ‑ е радиоактивен и определена част от радиоактивността на минералите и почвата е свързана с наличието на този изотоп. Периодът му на полуразпад е дълъг – 1,32 милиарда години. Доста лесно е да се определи наличието на калий в проба: парите на метала и неговите съединения оцветяват пламъка във виолетово-червено. Спектърът на елемента е доста прост и доказва наличието на 1e - в 4s орбитала. Неговото изследване послужи като една от основанията за намиране на общи закономерности в структурата на спектрите.
През 1861 г., докато изучава солта на минерални извори чрез спектрален анализ, Робърт Бунзен открива нов елемент. Неговото присъствие се доказва от тъмночервени линии в спектъра, които не са произведени от други елементи. Въз основа на цвета на тези линии елементът е наречен рубидий (rubidus - тъмночервен). През 1863 г. Р. Бунзен получава този метал в чиста форма чрез редуциране на рубидиев тартарат (тартарат) със сажди. Характеристика на елемента е лесната възбудимост на неговите атоми. Електронното му излъчване се появява под въздействието на червени лъчи от видимия спектър. Това се дължи на малката разлика в енергиите на атомните 4d и 5s орбитали. От всички алкални елементи, които имат стабилни изотопи, рубидият (подобно на цезия) има един от най-големите атомни радиуси и малък йонизационен потенциал. Такива параметри определят естеството на елемента: висока електропозитивност, изключителна химическа активност, ниска точка на топене (39 0 C) и ниска устойчивост на външни влияния.
Откриването на цезия, подобно на рубидия, е свързано със спектралния анализ. През 1860 г. Р. Бунзен открива две ярко сини линии в спектъра, които не принадлежат на нито един известен по това време елемент. От тук идва и името „caesius“, което означава небесно синьо. Това е последният елемент от подгрупата на алкалните метали, който все още се среща в измерими количества. Най-големият атомен радиус и най-малкият първи йонизационен потенциал определят характера и поведението на този елемент. Има изразена електропозитивност и изразени метални качества. Желанието да се дари външният 6s електрон води до факта, че всичките му реакции протичат изключително бурно. Малката разлика в енергиите на атомните 5d и 6s орбитали причинява леката възбудимост на атомите. Излъчването на електрони от цезия се наблюдава под въздействието на невидими инфрачервени лъчи (топлина). Тази характеристика на атомната структура определя добрата електрическа проводимост на тока. Всичко това прави цезия незаменим в електронните устройства. Напоследък се обръща все повече внимание на цезиевата плазма като гориво на бъдещето и във връзка с решаването на проблема с термоядрения синтез.
Във въздуха литият реагира активно не само с кислород, но и с азот и се покрива с филм, състоящ се от Li 3 N (до 75%) и Li 2 O. Останалите алкални метали образуват пероксиди (Na 2 O 2) и супероксиди (K 2 O 4 или KO 2).
С водата реагират следните вещества:
Li 3 N + 3 H 2 O = 3 LiOH + NH 3;
Na 2 O 2 + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 O 2;
K 2 O 4 + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 O 2 + O 2.
За регенериране на въздуха в подводници и космически кораби, в изолиращи газови маски и дихателни апарати на бойни плувци (подводни диверсанти) се използва сместа Oxon:
Na2O2 +CO2 =Na2CO3 +0.5O2;
K 2 O 4 + CO 2 = K 2 CO 3 + 1,5 O 2.
В момента това е стандартният пълнеж за регенериращи патрони за противогази за пожарникари.
Алкалните метали реагират с водород при нагряване, образувайки хидриди:
Литиевият хидрид се използва като силен редуциращ агент.
Хидроксидиалкалните метали разяждат стъклени и порцеланови съдове;
SiO 2 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +H 2 O.
Натриевият и калиевият хидроксид не отделят водата при нагряване до температурата на кипене (повече от 1300 0 C). Някои натриеви съединения се наричат сода:
а) калцинирана сода, безводна сода, сода за пране или просто сода - натриев карбонат Na 2 CO 3;
б) кристална сода - кристален хидрат на натриев карбонат Na 2 CO 3. 10H20;
в) бикарбонат или пиене - натриев бикарбонат NaHCO 3;
г) Натриевият хидроксид NaOH се нарича сода каустик или каустик.
Структурата на външните електронни слоеве в атомите на елементите от група I ни позволява преди всичко да приемем, че те нямат тенденция да добавят електрони. От друга страна, даряването на един външен електрон, изглежда, трябва да се случи много лесно и да доведе до образуването на стабилни едновалентни катиони на въпросните елементи.
Както показва опитът, тези предположения са напълно оправдани само по отношение на елементите на лявата колона (Ли, Na, К и аналози). За медта и нейните аналози те са само наполовина верни: в смисъл на липсата им на тенденция да добавят електрони. В същото време техният 18-електронен слой, който е най-отдалечен от ядрото, се оказва, че все още не е напълно фиксиран и при определени условия е способен на частична загуба на електрони. Последното прави възможно съществуването, заедно с моновалентния Cu, Agи Аuсъщо и съединения на разглежданите елементи, съответстващи на по-високата им валентност.
Такова несъответствие между предположенията, извлечени от атомните модели и експерименталните резултати показва, че разглеждането на свойствата на елементите, основано насамоелектронните структури на атомите, без да се вземат предвид други характеристики, не винаги са достатъчни за химическата характеристика на тези елементи дори и в най-груби термини.
Алкални метали.
Наименованието алкални метали, използвано за елементите от серията Li-Cs, се дължи на факта, че техните хидроксиди са силни основи. Натрий
И калий
са сред най-често срещаните елементи, представляващи съответно 2,0 и 1,1% от общия брой атоми в земната кора. Съдържание в него литий
(0,02%), рубидий
(0,004%) и цезий
(0,00009%) вече е значително по-малко и Франция
- пренебрежимо малко. Елементарните Na и K са изолирани едва през 1807 г. Литият е открит през 1817 г., цезият и рубидият - съответно през 1860 г. и 1861 г. Елемент № 87 - франций - е открит през 1939 г. и получава името си през 1946 г. Естествен натрий и цезий. са „чисти“ елементи (23 Na и 133 Cs), литият е съставен от изотопите 6 Li (7,4%) и 7 Li (92,6%), калият е изграден от изотопите 39 K (93,22%).
40 K (0,01%) и 41 K (6,77%), рубидий - от изотопите 85 Rb (72,2%) и 87 Rb (27,8%). От изотопите на франция най-важен е естествено срещащият се 223 Fr (средната продължителност на живота на един атом е 32 минути).
Разпространение:
В природата се срещат само съединения на алкални метали. Натрият и калият са постоянни съставки на много силикати. От отделните минерали натрият е най-важен - готварска сол (NaCl) е част от морската вода и в определени райони от земната повърхност образува огромни находища на каменна сол под слой от алувиални скали. Горните слоеве на такива отлагания понякога съдържат натрупвания на калиеви соли под формата на слоеве силвинит (mKCl∙nNaCl), ка рналит (KCl MgCl 2 6H 2 O) и др., които служат като основен източник за получаване на съединения на този елемент. Известни са само няколко естествени натрупвания на калиеви соли с промишлено значение. Известни са редица минерали за литий, но техните натрупвания са рядкост. Рубидият и цезият се срещат почти изключително като примеси в калия. Следи от Франция винаги се съдържат в уранови руди . Литиевите минерали са напр. сподумене И лепидолит (Li 2 KAl). Част от калия в последния от тях понякога се заменя с рубидий. Същото важи и за карналита, който може да служи като добър източник на рубидий. Сравнително редкият минерал е най-важен за цезиевата технология замърсявам - CsAI(SiO 3) 2.
разписка:
В свободно състояние алкалните метали могат да бъдат изолирани чрез електролиза на техните разтопени хлоридни соли. Основно практическо значение има натрият, чието световно производство е повече от 200 хиляди тона. По-долу е показана инсталационната схема за производството му чрез електролиза на разтопен NaCl. Ваната се състои от стоманен корпус с шамотна облицовка, графитен анод (А) и пръстеновиден железен катод (К), между които е разположена мрежеста диафрагма. Електролитът обикновено не е чист NaCl (т.т. 800 ℃), а по-топима смес от приблизително 40% NaCl и 60% CaCl2, което прави възможно работата при температури от около 580 °C. Металният натрий, който се събира в горната част на пръстеновидното катодно пространство и преминава в колектора, съдържа малка (до 5%) добавка на калций, която след това се освобождава почти напълно (разтворимостта на Ca в течен натрий при неговото топене точка е само 0,01%). С напредването на електролизата към ваната се добавя NaCl. Консумацията на електроенергия е около 15 kWh за 1 kg Na.
2NaCl→ 2Na+Cl 2
Това е интересно:
Преди въвеждането на електролитния метод в практиката металният натрий се получава чрез нагряване на сода с въглища съгласно реакцията:
Na 2 CO 3 +2C+244kcal→2Na+3CO
Производството на метални K и Li е несравнимо по-малко от това на натрий. Литият се получава чрез електролиза на стопилката LiCl + KCl, а калият се получава чрез действието на натриеви пари върху стопилката KCl, която протича срещу тях в специални дестилационни колони (от горната част на която излизат калиеви пари). Рубидий и цезий почти никога не се добиват в голям мащаб. За получаване на малки количества от тези метали е удобно да се използва нагряване на техните хлориди с метален калций във вакуум.
2LiCl→2Li+Cl 2
Физични свойства:
При липса на въздух литият и неговите аналози са сребристо-бели (с изключение на жълтеникавия цезий) вещества с повече или по-малко силен метален блясък. Всички алкални метали се характеризират с ниска плътност, ниска твърдост, ниски точки на топене и кипене и добра електропроводимост. Най-важните им константи са сравнени по-долу:
|
Плътност, g/cm3. |
|||||
|
Точка на топене, °C |
|||||
|
Точка на кипене, °C |
Поради ниската си плътност Li, Na и K плуват във вода (Li дори върху керосин). Алкалните метали лесно се режат с нож, а твърдостта на най-мекия от тях - цезия - не надвишава твърдостта на восъка. Несветещият пламък на газовата горелка е оцветен от алкални метали и техните летливи съединения в характерни цветове, от които ярко жълтото, присъщо на натрия, е най-наситено.
Това е интересно:
Външно проявено под формата на оцветяване на пламъка, излъчването на светлинни лъчи от нагрети атоми на алкални метали се причинява от прескачане на електрони от по-високи към по-ниски енергийни нива. Например, характерната жълта линия в спектъра на натрия се появява, когато електрон скочи от ниво 3p към ниво 3s. Очевидно, за да е възможен такъв скок, е необходимо предварително възбуждане на атома, тоест прехвърляне на един или повече от неговите електрони на по-високо енергийно ниво. В разглеждания случай възбуждането се постига поради топлината на пламъка (и изисква разход от 48 kcal/g-atom); като цяло, то може да бъде резултат от предаването на енергия от различни видове на атома. Други алкални метали предизвикват появата на следните цветове на пламъка: Li - карминово-червен, K-виолетов, Rb - синкаво-червен, Cs - син.
Спектърът на луминесценция на нощното небе показва постоянно присъствие на жълто натриево лъчение. Надморската височина на мястото на произхода му се оценява на 200-300 km.T. Тоест атмосферата на тези височини съдържа натриеви атоми (разбира се, в незначителни количества). Появата на радиация се описва от редица елементарни процеси (звездичката показва възбуденото състояние; M е всяка трета частица - O 2, O 0, N 2 и т.н.): Na + O 0 + M = NaO + M* , след това NaO + O=O 2 + Na* и накрая Na*= Na +λν.
Натрият и калият трябва да се съхраняват в плътно затворени контейнери под слой сух и неутрален керосин. Недопустим е контактът им с киселини, вода, хлорирани органични съединения и твърд въглероден диоксид. Не натрупвайте малки остатъци от калий, които се окисляват особено лесно (поради относително голямата им повърхност). Неизползваните остатъци от калий и натрий в малки количества се унищожават чрез взаимодействие с излишък от алкохол, в големи количества - чрез изгаряне на въглища на огън. Алкалните метали, които се запалват в стаята, се гасят най-добре, като се покрият със суха калцинирана сода на прах.
Химични свойства:
От химическа гледна точка литият и неговите аналози са изключително реактивни метали (и активността им обикновено нараства в посока от Li към Cs). Във всички съединения алкалните метали са едновалентни. Разположени най-вляво на поредицата от напрежение, те енергийно взаимодействат с водата по следната схема:
2E + 2H 2 O = 2EON + H 2
При реакция с Li и Na отделянето на водород не се придружава от запалването му; за K то вече се случва, а за Rb и Cs взаимодействието протича с експлозия.
· При контакт с въздух свежите участъци от Na и K (в по-малка степен Li) веднага се покриват с рехав филм от продукти на окисление. Поради това Na и K обикновено се съхраняват под керосин. Na и K, нагрети на въздух, лесно се запалват, докато рубидият и цезият се самозапалват дори при обикновени температури.
4E+O 2 → 2E 2 O (за литий)
2E+O 2 →E 2 O 2 (за натрий)
E+O 2 → EO 2(за калий, рубидий и цезий)
Практическо приложение се намира главно в натриевия пероксид (Na 2 0 2). Технически се получава чрез окисляване при 350°C на атомизиран метален натрий:
2Na+O 2 →Na 2 O 2 +122kcal
· Стопилки на прости вещества са способни да се свързват с амоняк, за да образуват амиди и имиди, солвати:
2Na стопилка +2NH3 →2NaNH2 +H2 (натриев амид)
2Na стопилка +NH3 →Na2NH+H2 (натриев имид)
Na стопи +6NH 3 → (натриев солват)
Когато пероксидите взаимодействат с вода, възниква следната реакция:
2E 2 O 2 +2H 2 O=4EOH+O 2
Взаимодействието на Na 2 O 2 с вода се придружава от хидролиза:
Na 2 O 2 +2H 2 O→2NaOH + H 2 O 2 +34 kcal
Това е интересно:
ВзаимодействиеNa 2 O 2 с въглероден диоксид съгласно схемата
2Na 2 O 2 + 2CO 2 =2Na 2 CO 3 +O 2 +111 kcal
служи като основа за използването на натриев пероксид като източник на кислород в изолационни противогази и на подводници. Чисти или съдържащи различни добавки (например белина, смесена с Ni или C солиu) натриевият пероксид има техническото наименование "оксилитол". Смесените оксилитни препарати са особено удобни за получаване на кислород, който отделят под въздействието на водата. Оксилитът, компресиран на кубчета, може да се използва за получаване на равномерен поток от кислород в конвенционален апарат за производство на газове.
Na 2 O 2 +H 2 O=2NaOH+O 0 (отделя се атомен кислород поради разлагането на водороден прекис).
Калиев супероксид ( КО 2) често се включва в оксилитола. Неговото взаимодействие с въглеродния диоксид в този случай следва общото уравнение:
Na 2 O 2 + 2KO 2 + 2CO 2 = Na 2 CO 3 + K 2 CO 3 + 2O 2 + 100 kcal, т.е. въглеродният диоксид се заменя с равен обем кислород.
· Способен да образува озониди. Образуването на калиев озонид-KO 3 следва уравнението:
4KOH+3O 3 = 4KO 3 + O 2 +2H 2 O
Това е червено кристално вещество и е силен окислител. По време на съхранение KO 3 се разлага бавно съгласно уравнението 2NaO 3 → 2NaO 2 +O 2 +11 kcalвече при нормални условия. Мигновено се разлага с вода по общата схема 4 KO 3 +2 H 2 O=4 KOH +5 O 2
· Способни да реагират с водород за образуване на йонни хидриди, съгласно общата схема:
Взаимодействието на водорода с нагретите алкални метали е по-бавно, отколкото с алкалоземните метали. В случая на Li е необходимо нагряване до 700-800 °C, докато неговите аналози взаимодействат вече при 350-400 °C. Хидридите на алкални метали са много силни редуциращи агенти. Тяхното окисление от атмосферен кислород в сухо състояние е относително бавно, но при наличие на влага процесът се ускорява толкова много, че може да доведе до спонтанно запалване на хидрида. Това се отнася особено за хидридите K, Rb и Cs. Настъпва бурна реакция с вода по следната схема:
EN+ H 2 O= H 2 +EON
EH+O 2 → 2EOH
Когато NaH или KH реагират с въглероден диоксид, се образува съответната сол на мравчена киселина:
NaH+CO 2 → HCOONa
Способен да образува комплекси:
NaH+AlCl 3 →NaAlH 4 +3NaCl (натриев аланат)
NaAlH 4 → NaH+AlH 3
Могат да се получат нормални оксиди на алкални метали (с изключение на Li 2 0). само косвено . Те са твърди вещества със следните цветове:
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O
Хидроксидите на алкални метали (EOH) са безцветни, много хигроскопични вещества, които разяждат повечето материали, които влизат в контакт с тях. Оттук и тяхното понякога използвано в практиката име - каустични алкали. При излагане на алкали кожата на човешкото тяло силно се подува и става хлъзгава; при по-продължително действие се образува много болезнено дълбоко изгаряне. Разяждащите алкали са особено опасни за очите (препоръчва се носенето на предпазни очила при работа). Всяка основа, която попадне върху ръцете или роклята ви, трябва незабавно да се измие с вода, след това засегнатата област трябва да се навлажни с много разреден разтвор на каквато и да е киселина и да се изплакне отново с вода.
Всички те са относително топими и летливи без разлагане (с изключение на LiOH, който елиминира водата). хидроксид-алкални метали Използват се предимно електролитни методи. Най-мащабното производство еелектролиза на натриев хидроксид концентриран воденразтвор на готварска сол:
2NaCl+2H 2 O→2NaOH+Cl 2 +H 2
Ø Типични основания са:
NaOH+HCl=NaCl+H2O
2NaOH+CO 2 =Na 2 CO 3 +H 2 O
2NaOH+2NO 2 =NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O
Ø Способни да образуват комплекси:
NaOH+ZnCl2 = (ZnOH)Cl+NaCl
2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2
Al 2 O 3 + 6NaOH = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O
Al(OH)3 +NaOH=Na
Ø Способен да реагира с неметали:
Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O (реакцията протича без нагряване)
Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (реакцията протича при нагряване)
3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O
Ø Използва се в органичния синтез (по-специално, калиев и натриев хидроксид, натриевият хидроксид е посочен в примерите):
NaOH+C 2 H 5 Cl=NaCl+C 2 H 4 (метод за получаване на алкени, етилен (етен) в случая), използва се алкохолен разтвор на натриев хидроксид.
NaOH+C2H5Cl=NaCl+C2H5OH(метод за производство на алкохоли, в този случай етанол), е използван воден разтвор на натриев хидроксид.
2NaOH+C 2 H 5 Cl=2NaCl+C 2 H 2 +H 2 O (метод за получаване на алкини, ацетилен (етин) в този случай), използва се алкохолен разтвор на натриев хидроксид.
C 6 H 5 OH (фенол) +NaOH= C 6 H 5 ONa+H 2 O
NaOH(+CaO)+CH 3 COONa→Na 2 CO 3 CH 4 (един от методите за производство на метан)
Ø Трябва да знаете разлагането на няколко соли:
2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2
4KClO 3→ KCl+3KClO 4
2KClO 3→ KCl+3O 2
4Na 2 SO 3 → Na 2 S+3Na 2 SO 4
Трябва да се отбележи, че разлагането на нитратите става приблизително в диапазона 450-600 ℃, след което те се топят без разлагане, но при достигане на приблизително 1000-1500 ℃, разлагането се извършва по следната схема:
4LiNO 2 → 2Li 2 O+4NO+O 2
Това е интересно:
К 4 [ Fe(CN) 6 ]+ FeCl 3 = KFe[ Fe(CN) 6 ]+3 KCl(качествена реакция наFe3+)
3K 4 +4FeCl 3 =Fe 4 3 +12KCl
Na 2 O 2 +2H2O=2NaOH+H2O2
4NaO 2 +2H 2 O=4NaOH+ 3O 2
4NaO 3 +2H 2 O=4NaOH+5O 2 (реакция на натриев озонид с вода )
2NaO 3 → 2NaO 2 +O 2(Разлагането става при различни температури, например: разлагане на натриев озонид при -10
°C, цезиев озонид при +100 °C)
NaNH2 +H2O→ NaOH+NH3
Na 2 NH+2H 2 O→ 2NaOH+NH 3
Na3N+3H2O→3NaOH+NH3
KNO 2 +2Al+KOH+5H 2 O→2K+NH 3
2NaI + Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 →I 2 ↓+ 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Fe 3 O 4 +4NaH=4NaOH+3Fe
5NaN 3 +NaNO 3 → 8N 2 +3Na 2 O
Приложение:
Натрият се използва широко в синтеза на органични съединения и отчасти за получаването на някои от неговите производни. В ядрената технология се използва като охладител.
Литият е от абсолютно изключително значение за термоядрените технологии. В каучуковата промишленост се използва при производството на изкуствен каучук (като катализатор на полимеризация), в металургията - като ценна добавка към някои други метали и сплави. Например, добавянето само на стотни от процента литий значително увеличава твърдостта на алуминия и неговите сплави, а добавянето на 0,4% литий към оловото почти утроява неговата твърдост, без да се компрометира устойчивостта на огъване. Има индикации, че подобна цезиева добавка значително подобрява механичните свойства на магнезия и го предпазва от корозия, но това не е така при използването му. Натриевият хидрид понякога се използва в металургията за изолиране на редки метали от техните съединения. Неговият 2% разтвор в разтопен NaOH се използва за отстраняване на котлен камък от стоманени продукти (след минута накисване в него, горещият продукт се потапя във вода, която се редуцира по уравнението
Fe 3 O 4 + 4NaH = 4NaOH + 3Fe (скалата изчезва).
Принципна схема на фабрична инсталация за производство на сода от амонякметод (Солвей, 1863).
Варовикът се изпича в пещта (L) и полученият CO 2 влиза в карбонизиращата кула (B), а CaO се охлажда с вода (C), след което Ca(OH) 2 се изпомпва в смесителя (D), където среща се с NH4Cl, това освобождава амоняк. Последният влиза в абсорбера (D) и там насища силен разтвор на NaCl, който след това се изпомпва в карбонизиращата кула, където при взаимодействие с CO 2 се образуват NaHCO 3 и NH 4 Cl. Първата сол се утаява почти напълно и се задържа върху вакуумния филтър (E), а втората се изпомпва обратно в миксера (D). По този начин постоянно се консумират NaCl и варовик и се получават NaHCO 3 и CaCl 2 (последният под формата на производствени отпадъци). След това натриевият бикарбонат се прехвърля чрез нагряване в сода.
Редактор: Галина Николаевна Харламова
АЛКАЛНИ МЕТАЛИ
Алкалните метали включват елементи от първата група, основната подгрупа: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.Да бъдеш вприрода
Na-2,64% (по маса), K-2,5% (по маса), Li, Rb, Cs - много по-малко, Fr - изкуствено получен елемент
Ли
Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 – сподумен
Na
NaCl – трапезна сол (каменна сол), халит
Na 2 SO 4 10H 2 O – глауберова сол (мирабилит)
NaNO 3 – чилийска селитра
Na 3 AlF 6 - криолит
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - боракс
К
KCl NaCl – силвинит
KCl MgCl 2 6H 2 O – карналит
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 – фелдшпат (ортоклаз)
Свойства на алкалните метали
С увеличаването на атомния номер, атомният радиус се увеличава, способността за отдаване на валентни електрони се увеличава и редуциращата активност се увеличава:
Физични свойства
Ниски точки на топене, ниска плътност, мек, реже се с нож.
Химични свойства
Типични метали, много силни редуциращи агенти. Съединенията показват едно степен на окисление +1. Редукционната сила се увеличава с увеличаване на атомната маса. Всички съединения са йонни по природа, почти всички са разтворими във вода. Хидроксидите R–OH са алкали, силата им се увеличава с увеличаване на атомната маса на метала.
Запалим на въздух при умерено нагряване. С водород те образуват солеподобни хидриди. Продуктите от горенето най-често са пероксиди.
Редукционната способност нараства в серията Li–Na–K–Rb–Cs
1. Активно взаимодействат с водата:
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Реакция с киселини:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
3. Реакция с кислород:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (литиев оксид)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (натриев пероксид)
K + O 2 → KO 2 (калиев супероксид)
Във въздуха алкалните метали незабавно се окисляват. Поради това те се съхраняват под слой от органични разтворители (керосин и др.).
4. При реакции с други неметали се образуват бинарни съединения:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (халогениди)
2Na + S → Na 2 S (сулфиди)
2Na + H 2 → 2NaH (хидриди)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриди)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбиди)
5. Качествена реакция към катиони на алкални метали - оцветяване на пламъка в следните цветове:
Li+ – карминово червено
Na+ – жълто
K + , Rb + и Cs + – лилаво
разписка
защото Алкалните метали са най-силните редуциращи агенти, те могат да бъдат редуцирани от съединения само чрез електролиза на разтопени соли:
2NaCl=2Na+Cl2
Приложение на алкални метали
Литиево-лагерни сплави, катализатор
Натриево - газоразрядни лампи, охлаждаща течност в ядрени реактори
Рубидий - изследователска работа
Цезий – фотоклетки
Оксиди, пероксиди и супероксиди на алкални метали
разписка
Окисляването на метала произвежда само литиев оксид
4Li + O 2 → 2Li 2 O
(в други случаи се получават пероксиди или супероксиди).
Всички оксиди (с изключение на Li 2 O) се получават чрез нагряване на смес от пероксид (или супероксид) с излишък от метал:
Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
Алкалните метали са група неорганични вещества, прости елементи от периодичната таблица. Всички те имат сходна атомна структура и съответно подобни свойства. Групата включва калий, натрий, литий, цезий, рубидий, франций и теоретично описания, но все още несинтезиран елемент унунен. Първите пет вещества съществуват в природата, франций е изкуствено създаден, радиоактивен елемент. Алкалните метали са получили името си от способността си да образуват основи при реакция с вода.
Всички елементи от групата са химически активни, поради което се намират на Земята само в състава на различни минерали, например скали, калий, трапезна сол, боракс, фелдшпат, морска вода, подземни соли, чилийски нитрат. Франсиумът често придружава уранови руди; рубидий и цезий - минерали с натрий и калий.
Свойства
Всички представители на групата са меки метали, могат да се режат с нож или да се огъват на ръка. Външно - лъскава, бяла (с изключение на цезий). Цезият има златист блясък. Лек: натрият и калият са по-леки от водата, литият плува дори в керосин. Класически метали с добра електро- и топлопроводимост. Те горят и придават на пламъка характерен цвят, което е един от аналитичните начини за определяне на вида на метала. Нискотопим, най-огнеупорен е литий (+180,5 ° C). Цезият се топи направо в ръцете ви при температура от +28,4 °C.
Активността в групата нараства с увеличаване на атомната маса: Li →Cs. Те имат редуциращи свойства, включително при реакция с водород. Те проявяват валентност -1. Реагират бурно с вода (всички с изключение на лития - експлозивно); с киселини и кислород. Те взаимодействат с неметали, алкохоли, воден разтвор на амоняк и неговите производни, карбоксилни киселини и много метали.
Калият и натрият са биогенни елементи, участват във водно-солевия и киселинно-алкалния баланс на човешкото тяло, необходими са за нормалното кръвообращение и функционирането на много ензими. Калият е важен за растенията.
Нашето тяло също съдържа рубидий. Открива се в кръв, кости, мозък, бели дробове. Има противовъзпалително, антиалергично действие, забавя реакциите на нервната система, укрепва имунната система, има положителен ефект върху състава на кръвта.
Предпазни мерки
Алкалните метали са много опасни и могат да се запалят и експлодират просто от контакт с вода или въздух. Много реакции протичат бурно, така че е разрешено да се работи с тях само след внимателни инструкции, спазване на всички предпазни мерки, носене на защитна маска и предпазни очила.
Разтворите на калий, натрий и литий във вода са силни алкали (калиев, натриев, литиев хидроксид); контактът с кожата води до дълбоки, болезнени изгаряния. Контактът на алкали, дори в ниски концентрации, в очите може да доведе до слепота. Реакциите с киселини, амоняк и алкохоли водят до освобождаване на запалим и експлозивен водород.
Алкалните метали се съхраняват под слой керосин или вазелин в запечатани контейнери. Манипулациите с чисти реактиви се извършват в аргонова атмосфера.
Трябва да се внимава да се изхвърлят остатъците от експерименти с алкални метали. Всички метални остатъци трябва първо да бъдат неутрализирани.
Приложение
Алкалните метали са s-елементи. Във външния електронен слой всеки от тях има по един електрон (ns1). Радиусите на атомите отгоре надолу в подгрупата се увеличават, йонизационната енергия намалява и редукционната активност, както и способността за отдаване на валентни електрони от външния слой се увеличават.
Въпросните метали са много активни, така че не се срещат в природата в свободно състояние. Те могат да бъдат открити под формата на съединения в минерали (трапезна сол NaCl, силвинит NaCl∙KCl, глауберова сол NaSO4∙10H2O и други) или като йони в морска вода.
Физични свойства на алкалните метали
Всички алкални метали при нормални условия са сребристо-бели кристални вещества с висока топло- и електропроводимост. Те имат центрирана кубична опаковка (BCCP). Плътностите, точките на кипене и топене на металите от група I са относително ниски. Отгоре надолу в подгрупата плътностите се увеличават и температурите на топене намаляват.
Получаване на алкални метали
Алкалните метали обикновено се получават чрез електролиза на разтопени соли (обикновено хлориди) или основи. При електролизата на стопилката на NaCl, например, на катода се отделя чист натрий, а на анода се отделя хлорен газ: 2NaCl(топилка)=2Na+Cl2.
Химични свойства на алкалните метали
По отношение на химичните свойства литият, натрият, калият, рубидият, цезият и францият са най-активните метали и едни от най-мощните редуциращи агенти. В реакции те лесно се отказват от електрони от външния слой, превръщайки се в положително заредени йони. В съединенията, образувани от алкални метали, преобладава йонната връзка.
Когато алкалните метали взаимодействат с кислорода, се образуват пероксиди като основен продукт и оксиди като страничен продукт:
4Na+O2=2Na2O (натриев оксид).
С халогени те дават халогениди, със сяра - сулфиди, с водород - хидриди:
2Na+Cl2=2NaCl (натриев хлорид),
2Na+S=Na2S (натриев сулфид),
2Na+H2=2NaH (натриев хидрид).
Натриевият хидрид е нестабилно съединение. Разлага се с вода, при което се получават алкали и свободен водород:
NaH+H2O=NaOH+H2.
Свободният водород също се образува, когато самите алкални метали взаимодействат с водата:
2Na+2H2O=2NaOH+H2.
Тези метали също реагират с разредени киселини, измествайки водорода от тях:
2Na+2HCl=2NaCl+H2.
Алкалните метали реагират с органични халиди, използвайки реакцията на Wurtz.