Są to pierwiastki I grupy układu okresowego: lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs), frans (Fr); bardzo miękki, plastyczny, topliwy i lekki, zwykle w kolorze srebrno-białym; chemicznie bardzo aktywny; reagują gwałtownie z wodą, tworząc alkalia(stąd nazwa).
Wszystkie metale alkaliczne są niezwykle aktywne, wykazują właściwości redukujące we wszystkich reakcjach chemicznych, oddają swój jedyny elektron walencyjny, zamieniając się w dodatnio naładowany kation i wykazują pojedynczy stopień utlenienia +1.
Zdolność redukcyjna wzrasta w szeregu ––Li–Na–K–Rb–Cs.
Wszystkie związki metali alkalicznych mają charakter jonowy.
Prawie wszystkie sole są rozpuszczalne w wodzie.
Niskie temperatury topnienia,
Niskie gęstości,
Miękkie, cięte nożem
Ze względu na swoją aktywność metale alkaliczne są magazynowane pod warstwą nafty, która blokuje dostęp powietrza i wilgoci. Lit jest bardzo lekki i unosi się na powierzchnię w nafcie, dlatego jest przechowywany pod warstwą wazeliny.
Właściwości chemiczne metali alkalicznych
1. Metale alkaliczne aktywnie oddziałują z wodą:
2Na + 2H 2O → 2NaOH + H2
2Li + 2H 2O → 2LiOH + H2
2. Reakcja metali alkalicznych z tlenem:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (tlenek litu)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (nadtlenek sodu)
K + O 2 → KO 2 (nadtlenek potasu)
W powietrzu metale alkaliczne natychmiast się utleniają. Dlatego są przechowywane pod warstwą rozpuszczalników organicznych (nafty itp.).
3. W reakcjach metali alkalicznych z innymi niemetalami powstają związki binarne:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenki)
2Na + S → Na 2 S (siarczki)
2Na + H 2 → 2NaH (wodorki)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (azotki)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (węgliki)
4. Reakcja metali alkalicznych z kwasami
(rzadko przeprowadzane, zachodzi konkurencyjna reakcja z wodą):
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
5. Oddziaływanie metali alkalicznych z amoniakiem
(powstaje amid sodu):
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
6. Oddziaływanie metali alkalicznych z alkoholami i fenolami, które w tym przypadku wykazują właściwości kwasowe:
2Na + 2C 2H 5OH = 2C 2H 5ONa + H2;
2K + 2C 6 H. 5 OH = 2C 6 H. 5 OK + H. 2 ;
7. Reakcja jakościowa na kationy metali alkalicznych – zabarwienie płomienia na kolory:
Li+ – karminowa czerwień 
Na+ – żółty
K+, Rb+ i Cs+ – fiolet
Przygotowanie metali alkalicznych
Metal lit, sód i potas Dostawać przez elektrolizę stopionych soli (chlorków) oraz rubidu i cezu poprzez redukcję próżni przy ogrzewaniu ich chlorków z wapniem: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
Na małą skalę stosowana jest także próżniowo-termiczna produkcja sodu i potasu:
2NaCl+CaC2 = 2Na+CaCl2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl2 +Ca2SiO 4.
Aktywne metale alkaliczne wydzielają się w procesach próżniowo-termicznych ze względu na ich dużą lotność (ich pary są usuwane ze strefy reakcji).
Cechy właściwości chemicznych pierwiastków grupy I i ich działanie fizjologiczne
Konfiguracja elektronowa atomu litu to 1s 2 2s 1. Posiada największy promień atomowy w II okresie, co ułatwia usunięcie elektronu walencyjnego i pojawienie się jonu Li+ o stabilnej konfiguracji gazu obojętnego (helu). W konsekwencji jego związki powstają poprzez przeniesienie elektronu z litu na inny atom i utworzenie wiązania jonowego o niewielkiej ilości kowalencji. Lit jest typowym pierwiastkiem metalu. W postaci substancji jest metalem alkalicznym. Od pozostałych przedstawicieli grupy I różni się od nich niewielkim rozmiarem i najmniejszą aktywnością. Pod tym względem przypomina pierwiastek magnezu grupy II położony ukośnie od Li. W roztworach jon Li+ jest silnie solwatowany; jest otoczony przez kilkadziesiąt cząsteczek wody. Pod względem energii solwatacji – dodatku cząsteczek rozpuszczalnika, lit jest bliżej protonu niż kationów metali alkalicznych.
Mały rozmiar jonu Li+, wysoki ładunek jądra i tylko dwa elektrony stwarzają warunki do pojawienia się wokół tej cząstki dość znacznego pola ładunku dodatniego, dlatego w roztworach występuje znaczna liczba cząsteczek rozpuszczalników polarnych przyciągany do niego, a jego liczba koordynacyjna jest wysoka, metal jest zdolny do tworzenia znacznej liczby związków litoorganicznych.
Sód rozpoczyna 3. okres, więc na poziomie zewnętrznym ma tylko 1e - , zajmujący orbital 3s. Promień atomu Na jest największy w trzecim okresie. Te dwie cechy decydują o charakterze elementu. Jego konfiguracja elektroniczna to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Jedynym stopniem utlenienia sodu jest +1. Jego elektroujemność jest bardzo niska, dlatego w związkach sód występuje jedynie w postaci dodatnio naładowanego jonu i nadaje wiązaniem chemicznym charakter jonowy. Jon Na + ma znacznie większy rozmiar niż Li +, a jego solwatacja nie jest tak duża. Jednak nie występuje w postaci wolnej w roztworze.
Fizjologiczne znaczenie jonów K+ i Na+ związane jest z ich różną adsorbowalnością na powierzchni składników tworzących skorupę ziemską. Związki sodu są tylko w niewielkim stopniu podatne na adsorpcję, natomiast związki potasu są mocno trzymane przez glinę i inne substancje. Błony komórkowe, stanowiące granicę między komórką a środowiskiem, są przepuszczalne dla jonów K+, w efekcie czego wewnątrzkomórkowe stężenie K+ jest znacznie wyższe niż jonów Na+. Jednocześnie stężenie Na + w osoczu krwi przewyższa zawartość w nim potasu. Z tą okolicznością wiąże się pojawienie się potencjału błony komórkowej. Jony K+ i Na+ są jednym z głównych składników fazy ciekłej organizmu. Ich związek z jonami Ca 2+ jest ściśle określony, a jego naruszenie prowadzi do patologii. Wprowadzenie jonów Na+ do organizmu nie powoduje zauważalnego szkodliwego działania. Wzrost zawartości jonów K+ jest szkodliwy, jednak w normalnych warunkach wzrost jego stężenia nigdy nie osiąga wartości niebezpiecznych. Wpływ jonów Rb+, Cs+, Li+ nie został jeszcze dostatecznie zbadany.
Spośród różnych urazów związanych ze stosowaniem związków metali alkalicznych najczęstsze są oparzenia roztworami wodorotlenków. Działanie zasad wiąże się z rozpuszczaniem w nich białek skóry i tworzeniem alkalicznych albuminianów. W wyniku hydrolizy alkalia uwalniają się ponownie i działają na głębsze warstwy organizmu, powodując pojawienie się wrzodów. Paznokcie pod wpływem zasad stają się matowe i łamliwe. Uszkodzeniu oczu, nawet przy bardzo rozcieńczonych roztworach alkalicznych, towarzyszy nie tylko powierzchowne zniszczenie, ale także uszkodzenie głębszych części oka (tęczówki) i prowadzi do ślepoty. Podczas hydrolizy amidków metali alkalicznych powstają jednocześnie zasady i amoniak, powodując włóknikowe zapalenie tchawicy i oskrzeli oraz zapalenie płuc.
Potas otrzymywał G. Davy niemal jednocześnie z sodem w 1807 roku w drodze elektrolizy mokrego wodorotlenku potasu. Pierwiastek wziął swoją nazwę od nazwy tego związku – „żrącego potasu”. Właściwości potasu znacznie różnią się od właściwości sodu, co wynika z różnicy promieni ich atomów i jonów. W związkach potasu wiązanie jest bardziej jonowe, a w postaci jonu K+ ma mniejsze działanie polaryzujące niż sód ze względu na swój duży rozmiar. Naturalna mieszanina składa się z trzech izotopów 39 K, 40 K, 41 K. Jeden z nich to 40 K ‑ jest radioaktywny i pewna część radioaktywności minerałów i gleby jest związana z obecnością tego izotopu. Jego okres półtrwania jest długi – 1,32 miliarda lat. Określenie obecności potasu w próbce jest dość łatwe: opary metalu i jego związków barwią płomień na fioletowo-czerwono. Widmo pierwiastka jest dość proste i świadczy o obecności 1e - w orbicie 4s. Jego badania posłużyły jako jedna z podstaw do znalezienia ogólnych wzorców w strukturze widm.
W 1861 roku, badając sól ze źródeł mineralnych za pomocą analizy spektralnej, Robert Bunsen odkrył nowy pierwiastek. O jego obecności świadczyły ciemnoczerwone linie w widmie, które nie były wytwarzane przez inne pierwiastki. Na podstawie koloru tych linii pierwiastek nazwano rubidem (rubidus – ciemnoczerwony). W 1863 roku R. Bunsen uzyskał ten metal w czystej postaci poprzez redukcję winianu rubidu (winianu) sadzą. Cechą pierwiastka jest łatwa pobudliwość jego atomów. Jego emisja elektronów pojawia się pod wpływem czerwonych promieni widma widzialnego. Wynika to z niewielkiej różnicy w energiach orbitali atomowych 4d i 5s. Ze wszystkich pierwiastków alkalicznych, które mają stabilne izotopy, rubid (podobnie jak cez) ma jeden z największych promieni atomowych i mały potencjał jonizacji. Takie parametry decydują o naturze pierwiastka: wysoka elektropozytywność, ekstremalna aktywność chemiczna, niska temperatura topnienia (39 0 C) i niska odporność na wpływy zewnętrzne.
Odkrycie cezu, podobnie jak rubidu, wiąże się z analizą spektralną. W 1860 r. R. Bunsen odkrył w widmie dwie jasnoniebieskie linie, które nie należały do żadnego znanego wówczas pierwiastka. Stąd pochodzi nazwa „cezjusz”, co oznacza błękit nieba. Jest to ostatni pierwiastek z podgrupy metali alkalicznych, który wciąż występuje w mierzalnych ilościach. Największy promień atomowy i najmniejsze potencjały pierwszej jonizacji decydują o charakterze i zachowaniu tego pierwiastka. Ma wyraźną elektropozytywność i wyraźne właściwości metaliczne. Chęć oddania zewnętrznego elektronu 6s prowadzi do tego, że wszystkie jego reakcje przebiegają niezwykle gwałtownie. Niewielka różnica energii orbitali atomowych 5d i 6s powoduje niewielką pobudliwość atomów. Emisję elektronów z cezu obserwuje się pod wpływem niewidzialnych promieni podczerwonych (ciepła). Ta cecha budowy atomu decyduje o dobrym przewodnictwie elektrycznym prądu. Wszystko to sprawia, że cez jest niezbędny w urządzeniach elektronicznych. W ostatnim czasie coraz więcej uwagi poświęca się plazmie cezowej jako paliwu przyszłości oraz w związku z rozwiązaniem problemu syntezy termojądrowej.
W powietrzu lit aktywnie reaguje nie tylko z tlenem, ale także z azotem i pokrywa się warstwą składającą się z Li 3 N (do 75%) i Li 2 O. Pozostałe metale alkaliczne tworzą nadtlenki (Na 2 O 2) i ponadtlenki (K 2 O 4 lub KO 2).
Następujące substancje reagują z wodą:
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.
Do regeneracji powietrza w łodziach podwodnych i kosmicznych, w izolacyjnych maskach gazowych i aparatach oddechowych pływaków bojowych (podwodnych sabotażystów) stosowano mieszaninę Oxon:
Na2O2 +CO2 =Na2CO3+0,5O2;
K 2 O 4 + CO 2 = K 2 CO 3 + 1,5 O 2.
Jest to obecnie standardowe wypełnienie regeneracyjnych wkładów do masek gazowych dla strażaków.
Metale alkaliczne po podgrzaniu reagują z wodorem, tworząc wodorki:
Wodorek litu stosowany jest jako silny środek redukujący.
Wodorotlenki metale alkaliczne powodują korozję naczyń szklanych i porcelanowych; nie można ich podgrzewać w naczyniach kwarcowych:
SiO2 +2NaOH=Na2SiO3 +H2O.
Wodorotlenki sodu i potasu nie oddzielają wody po podgrzaniu do temperatury wrzenia (powyżej 1300 0 C). Niektóre związki sodu nazywane są Soda:
a) soda kalcynowana, soda bezwodna, soda oczyszczona lub po prostu soda - węglan sodu Na 2 CO 3;
b) soda krystaliczna - krystaliczny hydrat węglanu sodu Na 2 CO 3. 10H 2O;
c) wodorowęglan lub pitny - wodorowęglan sodu NaHCO 3;
d) Wodorotlenek sodu NaOH nazywany jest sodą kaustyczną lub sodą kaustyczną.
Budowa zewnętrznych warstw elektronowych w atomach pierwiastków grupy I pozwala przede wszystkim przypuszczać, że nie mają one tendencji do przyłączania elektronów. Z drugiej strony, jak się wydaje, oddanie pojedynczego elektronu zewnętrznego powinno nastąpić bardzo łatwo i doprowadzić do powstania stabilnych jednowartościowych kationów danych pierwiastków.
Jak pokazuje doświadczenie, założenia te są w pełni uzasadnione jedynie w odniesieniu do elementów lewej kolumny (Li, Nie, K i analogi). W przypadku miedzi i jej analogów są one tylko w połowie prawdziwe: w tym sensie, że nie mają tendencji do dodawania elektronów. Jednocześnie ich 18-elektronowa warstwa, najdalej od jądra, okazuje się nie do końca utrwalona i w pewnych warunkach zdolna do częściowej utraty elektronów. Ten ostatni umożliwia istnienie wraz z jednowartościowym Cty, Agi Atytakże związki rozważanych pierwiastków, odpowiadające ich wyższej wartościowości.
Taka rozbieżność pomiędzy założeniami wyprowadzonymi z modeli atomowych a wynikami eksperymentów pokazuje, że rozważanie właściwości pierwiastków w oparciu otylkostruktury elektronowe atomów bez uwzględnienia innych cech nie zawsze są wystarczające do scharakteryzowania chemicznego tych pierwiastków, nawet w najbardziej przybliżonych warunkach.
Metale alkaliczne.
Nazwa metale alkaliczne nadana pierwiastkom serii Li-Cs wynika z faktu, że ich wodorotlenki są mocnymi zasadami. Sód
I potas
należą do najpowszechniejszych pierwiastków, stanowiąc odpowiednio 2,0 i 1,1% całkowitej liczby atomów w skorupie ziemskiej. Zawartość w nim lit
(0,02%), rubid
(0,004%) i cez
(0,00009%) jest już znacznie mniej, a Francja
- znikome. Pierwiastkowy Na i K wyizolowano dopiero w 1807 r. Lit odkryto w 1817 r., cez i rubid odpowiednio w 1860 i 1861 r. Pierwiastek nr 87 - frans - odkryto w 1939 r., a nazwę otrzymał w 1946 r. Naturalny sód i cez to pierwiastki „czyste” (23 Na i 133 Cs), lit składa się z izotopów 6 Li (7,4%) i 7 Li (92,6%), potas składa się z izotopów 39 K (93,22%).
40 K (0,01%) i 41 K (6,77%), rubid - z izotopów 85 Rb (72,2%) i 87 Rb (27,8%). Spośród izotopów fransu najważniejszy jest naturalnie występujący 223 Fr (średnia długość życia atomu wynosi 32 minuty).
Rozpowszechnienie:
W przyrodzie występują wyłącznie związki metali alkalicznych. Sód i potas są stałymi składnikami wielu krzemianów. Spośród poszczególnych minerałów najważniejszy jest sód - sól (NaCl) jest częścią wody morskiej i w niektórych obszarach powierzchni Ziemi tworzy ogromne złoża soli kamiennej pod warstwą skał aluwialnych. W górnych warstwach takich osadów występują niekiedy nagromadzenia soli potasowych w postaci warstw sylwinit (mKCl∙nNaCl), ka rnallit (KCl MgCl 2 6H 2 O) itp., które służą jako główne źródło otrzymywania związków tego pierwiastka. Znanych jest jedynie kilka naturalnych nagromadzeń soli potasowych o znaczeniu przemysłowym. Znanych jest wiele minerałów litu, ale ich nagromadzenie jest rzadkie. Rubid i cez występują prawie wyłącznie jako zanieczyszczenia potasu. Ślady Francji są zawsze zawarte w rudy uranu . Minerały litu to np. spodumen I lepidolit (Li2KAl). Część potasu w tym ostatnim z nich jest czasami zastępowana przez rubid. To samo dotyczy karnalitu, który może służyć jako dobre źródło rubidu. Stosunkowo rzadki minerał jest najważniejszy dla technologii cezu zanieczyszczać - CsAI(SiO3) 2.
Paragon:
W stanie wolnym metale alkaliczne można wyodrębnić poprzez elektrolizę ich stopionych soli chlorkowych. Sód ma podstawowe znaczenie praktyczne, którego roczna światowa produkcja wynosi ponad 200 tysięcy ton. Schemat instalacji jego produkcji poprzez elektrolizę stopionego NaCl pokazano poniżej. Wanna składa się ze stalowej obudowy wyłożonej szamotem, anody grafitowej (A) i pierścieniowej katody żelaznej (K), pomiędzy którymi umieszczona jest membrana siatkowa. Elektrolitem nie jest zwykle czysty NaCl (t.t. 800 ℃), ale bardziej topliwa mieszanina około 40% NaCl i 60% CaCl2, co umożliwia pracę w temperaturach około 580 °C. Metaliczny sód, który gromadzi się w górnej części pierścieniowej przestrzeni katodowej i przechodzi do kolektora, zawiera niewielką (do 5%) domieszkę wapnia, który następnie ulega prawie całkowitemu uwolnieniu (rozpuszczalność Ca w ciekłym sodzie przy jego topnieniu punkt wynosi tylko 0,01%). W miarę postępu elektrolizy do kąpieli dodaje się NaCl. Zużycie energii elektrycznej wynosi około 15 kWh na 1 kg Na.
2NaCl → 2Na+Cl 2
To jest interesujące:
Przed wprowadzeniem do praktyki metody elektrolitycznej sód metaliczny otrzymywano poprzez ogrzewanie sody z węglem według reakcji:
Na 2 CO 3 +2C+244kcal → 2Na+3CO
Produkcja metalicznego K i Li jest nieporównywalnie mniejsza niż sodu. Lit otrzymuje się poprzez elektrolizę stopu LiCl + KCl, a potas otrzymuje się przez działanie par sodu na stopiony KCl, który przepływa do nich w przeciwprądzie w specjalnych kolumnach destylacyjnych (z których górnej części wydobywają się pary potasu). Rubid i cez prawie nigdy nie są wydobywane na dużą skalę. Aby otrzymać niewielkie ilości tych metali, wygodnie jest ogrzewać ich chlorki z metalicznym wapniem w próżni.
2LiCl → 2Li+Cl 2
Właściwości fizyczne:
W przypadku braku powietrza lit i jego analogi są srebrzystobiałymi (z wyjątkiem żółtawego cezu) substancjami o mniej lub bardziej mocnym metalicznym połysku. Wszystkie metale alkaliczne charakteryzują się niską gęstością, niską twardością, niską temperaturą topnienia i wrzenia oraz dobrą przewodnością elektryczną. Poniżej porównano ich najważniejsze stałe:
|
Gęstość, g/cm3. |
|||||
|
Temperatura topnienia, °C |
|||||
|
Temperatura wrzenia, °C |
Ze względu na małą gęstość Li, Na i K unoszą się na wodzie (Li nawet na nafcie). Metale alkaliczne można łatwo ciąć nożem, a twardość najmiększego z nich - cezu - nie przekracza twardości wosku. Nieświecący płomień palnika gazowego zabarwia się metalami alkalicznymi i ich lotnymi związkami na charakterystyczne kolory, z których najbardziej intensywny jest jasnożółty charakterystyczny dla sodu.
To jest interesujące:
Zewnętrznie objawiająca się w postaci zabarwienia płomienia, emisja promieni świetlnych przez ogrzane atomy metali alkalicznych jest spowodowana przeskakiwaniem elektronów z wyższych na niższe poziomy energetyczne. Przykładowo charakterystyczna żółta linia w widmie sodu pojawia się, gdy elektron przeskakuje z poziomu 3p na poziom 3s. Oczywiście, aby taki skok był możliwy, konieczne jest wstępne wzbudzenie atomu, czyli przeniesienie jednego lub większej liczby jego elektronów na wyższy poziom energetyczny. W rozpatrywanym przypadku wzbudzenie osiąga się ciepłem płomienia (i wymaga ono wydatku rzędu 48 kcal/g-atom); na ogół może ono wynikać z przekazania atomowi energii różnego rodzaju. Inne metale alkaliczne powodują pojawienie się następujących kolorów płomieni: Li - karminowo-czerwony, K-fioletowy, Rb - niebieskawo-czerwony, Cs - niebieski.
Widmo luminescencji nocnego nieba pokazuje stałą obecność żółtego promieniowania sodowego. Wysokość miejsca jego powstania szacuje się na 200-300 km.T. Oznacza to, że atmosfera na tych wysokościach zawiera atomy sodu (oczywiście w znikomych ilościach). Występowanie promieniowania opisuje szereg procesów elementarnych (gwiazdka oznacza stan wzbudzony; M to dowolna trzecia cząstka - O 2, O 0, N 2 itd.): Na + O 0 + M = NaO + M* , następnie NaO + O=O2 + Na* i na koniec Na*= Na +λν.
Sód i potas należy przechowywać w szczelnie zamkniętych pojemnikach pod warstwą suchej i obojętnej nafty. Niedopuszczalny jest ich kontakt z kwasami, wodą, chlorowanymi związkami organicznymi i stałym dwutlenkiem węgla. Nie gromadzić drobnych resztek potasu, które szczególnie łatwo się utleniają (ze względu na stosunkowo dużą powierzchnię). Niewykorzystane pozostałości potasu i sodu w małych ilościach są niszczone przez interakcję z nadmiarem alkoholu, w dużych ilościach - przez spalanie na węglach ogniska. Metale alkaliczne, które zapalają się w pomieszczeniu, najlepiej ugasić, pokrywając je suchą sodą kalcynowaną.
Właściwości chemiczne:
Z chemicznego punktu widzenia lit i jego analogi są metalami niezwykle reaktywnymi (a ich aktywność zwykle wzrasta w kierunku od Li do Cs). We wszystkich związkach metale alkaliczne są jednowartościowe. Znajdujące się po lewej stronie szeregu napięć oddziałują energetycznie z wodą zgodnie z następującym schematem:
2E + 2H 2 O = 2EON + H 2
Podczas reakcji z Li i Na uwolnieniu wodoru nie towarzyszy jego zapłon, dla K już następuje, a dla Rb i Cs oddziaływanie przebiega z eksplozją.
· W kontakcie z powietrzem świeże sekcje Na i K (w mniejszym stopniu Li) natychmiast pokrywają się luźną warstwą produktów utleniania. W związku z tym Na i K zwykle przechowuje się pod naftą. Na i K podgrzane w powietrzu łatwo zapalają się, natomiast rubid i cez zapalają się samorzutnie nawet w zwykłych temperaturach.
4E+O 2 →2E 2 O (dla litu)
2E+O 2 →E 2 O 2 (dla sodu)
E+O 2 →EO 2(dla potasu, rubidu i cezu)
Praktyczne zastosowanie występuje głównie w nadtlenku sodu (Na 2 0 2). Technicznie otrzymuje się go przez utlenianie atomizowanego sodu metalicznego w temperaturze 350°C:
2Na+O 2 →Na 2 O 2 +122kcal
· Stopy prostych substancji mogą łączyć się z amoniakiem tworząc amidy i imidy, solwaty:
2Na stopiony +2NH3 →2NaNH2 +H2 (amidek sodu)
2Na stopiony +NH 3 →Na 2 NH+H 2 (imidek sodu)
Stopiony Na +6NH3 → (solwat sodu)
Kiedy nadtlenki wchodzą w interakcję z wodą, zachodzi następująca reakcja:
2E 2 O 2 +2H 2 O=4EOH+O 2
Oddziaływaniu Na 2 O 2 z wodą towarzyszy hydroliza:
Na 2 O 2 +2H 2 O → 2NaOH + H 2 O 2 +34 kcal
To jest interesujące:
InterakcjaNa 2 O 2 z dwutlenkiem węgla według schematu
2Na 2 O 2 + 2CO 2 =2Na 2 CO 3 +O 2 +111 kcal
służy jako podstawa do stosowania nadtlenku sodu jako źródła tlenu w izolacyjnych maskach gazowych i na łodziach podwodnych. Czysty lub zawierający różne dodatki (na przykład wybielacz zmieszany z solami Ni lub Cty) nadtlenek sodu ma techniczną nazwę „oksylitol”. Mieszane preparaty oksylitolowe są szczególnie wygodne do pozyskiwania tlenu, który uwalniają się pod wpływem wody. Oksylitol sprasowany w kostki można zastosować w celu uzyskania równomiernego przepływu tlenu w konwencjonalnym aparacie do wytwarzania gazów.
Na 2 O 2 +H 2 O=2NaOH+O 0 (tlen atomowy uwalnia się w wyniku rozkładu nadtlenku wodoru).
Nadtlenek potasu ( KO 2) jest często zawarty w oksylitolu. Jego interakcja z dwutlenkiem węgla w tym przypadku przebiega zgodnie z ogólnym równaniem:
Na 2 O 2 + 2KO 2 + 2CO 2 = Na 2 CO 3 + K 2 CO 3 + 2O 2 + 100 kcal, tj. dwutlenek węgla zastępuje się równą objętością tlenu.
· Zdolny do tworzenia ozonków. Tworzenie ozonku potasu-KO 3 przebiega według równania:
4KOH+3O3 = 4KO3 + O2+2H2O
Jest to czerwona substancja krystaliczna, będąca silnym utleniaczem. Podczas przechowywania KO 3 rozkłada się powoli zgodnie z równaniem 2NaO 3 →2NaO 2 +O 2 +11 kcal już w normalnych warunkach. Natychmiast rozkłada się z wodą według ogólnego schematu 4 KO 3 +2 H 2 O=4 KOH +5 O 2
· Zdolny do reakcji z wodorem tworząc wodorki jonowe, zgodnie z ogólnym schematem:
Oddziaływanie wodoru z ogrzanymi metalami alkalicznymi jest wolniejsze niż z metalami ziem alkalicznych. W przypadku Li wymagane jest podgrzanie do temperatury 700-800°C, podczas gdy jego analogi oddziałują już w temperaturze 350-400°C. Wodorki metali alkalicznych są bardzo silnymi środkami redukującymi. Ich utlenianie tlenem atmosferycznym w stanie suchym jest stosunkowo powolne, jednak w obecności wilgoci proces przyspiesza na tyle, że może doprowadzić do samozapłonu wodorku. Dotyczy to zwłaszcza wodorków K, Rb i Cs. Gwałtowna reakcja zachodzi z wodą według następującego schematu:
EN+ H2O= H2 +EON
EH+O2 →2EOH
Kiedy NaH lub KH reaguje z dwutlenkiem węgla, powstaje odpowiednia sól kwasu mrówkowego:
NaH+CO 2 →HCOONa
Zdolne do tworzenia kompleksów:
NaH+AlCl 3 →NaAlH 4 +3NaCl (allanian sodu)
NaAlH 4 → NaH+AlH 3
Można wytworzyć normalne tlenki metali alkalicznych (z wyjątkiem Li 2 0). tylko pośrednio . Są to bryły o następujących barwach:
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O
Wodorotlenki metali alkalicznych (EOH) to bezbarwne, bardzo higroskopijne substancje, które powodują korozję większości materiałów mających z nimi kontakt. Stąd ich czasami używana w praktyce nazwa – zasady żrące. Pod wpływem zasad skóra ludzkiego ciała znacznie puchnie i staje się śliska; przy dłuższym działaniu powstaje bardzo bolesne, głębokie oparzenie. Szczególnie niebezpieczne dla oczu są zasady żrące (podczas pracy zaleca się noszenie okularów ochronnych). Wszelkie zasady, które dostaną się na dłonie lub sukienkę, należy natychmiast zmyć wodą, następnie zwilżyć zanieczyszczone miejsce bardzo rozcieńczonym roztworem dowolnego kwasu i ponownie spłukać wodą.
Wszystkie są stosunkowo topliwe i lotne bez rozkładu (z wyjątkiem LiOH, który eliminuje wodę). metale wodorotlenkowo-alkaliczne Stosowane są głównie metody elektrolityczne. Najbardziej zakrojona na szeroką skalę jest produkcja elektroliza wodorotlenku sodu stężony wodny roztwór soli kuchennej:
2NaCl+2H 2O → 2NaOH+Cl 2 +H 2
Ø Czy typowe podstawy:
NaOH+HCl=NaCl+H2O
2NaOH+CO2 =Na2CO3+H2O
2NaOH+2NO2 =NaNO3 +NaNO2+H2O
Ø Zdolne do tworzenia kompleksów:
NaOH+ZnCl2 = (ZnOH)Cl+NaCl
2Al+2NaOH+6H 2O=2Na+3H 2
Al 2 O 3 + 6 NaOH = 2 Na 3 AlO 3 + 3H 2 O
Al(OH)3 +NaOH=Na
Ø Zdolny do reakcji z niemetalami:
Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O (reakcja zachodzi bez ogrzewania)
Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (reakcja zachodzi podczas ogrzewania)
3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O
Ø Stosowany w syntezie organicznej (w szczególności wodorotlenek potasu i sodu, w przykładach wskazany jest wodorotlenek sodu):
NaOH+C2H5Cl=NaCl+C2H4 (sposób otrzymywania alkenów, w tym przypadku etylenu (etenu)), zastosowano alkoholowy roztwór wodorotlenku sodu.
NaOH+C2H5Cl=NaCl+C2H5OH(sposób wytwarzania alkoholi, w tym przypadku etanolu) zastosowano wodny roztwór wodorotlenku sodu.
2NaOH+C2H5Cl=2NaCl+C2H2+H2O (w tym przypadku metoda wytwarzania alkinów, w tym przypadku acetylenu (etynu)), zastosowano alkoholowy roztwór wodorotlenku sodu.
C 6 H 5 OH (fenol) + NaOH = C 6 H 5 ONa + H 2 O
NaOH(+CaO)+CH 3 COONa → Na 2 CO 3 CH 4 (jedna z metod produkcji metanu)
Ø Musisz znać rozkład kilku soli:
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
Warto zauważyć, że rozkład azotanów zachodzi w przybliżeniu w zakresie 450-600℃, następnie topią się one bez rozkładu, natomiast po osiągnięciu około 1000-1500℃ rozkład następuje według następującego schematu:
4LiNO 2 →2Li 2 O+4NO+O 2
To jest interesujące:
K 4 [ Fe(CN) 6 ]+ FeCl 3 = KFe[ Fe(CN) 6 ]+3 KCl(jakościowa reakcja naFe3+)
3K 4 +4FeCl 3 =Fe 4 3 +12KCl
Na2O2+2H2O=2NaOH+ H2O2
4NaO2+2H2O=4NaOH+ 3O2
4NaO3+2H2O=4NaOH+5O2 (reakcja ozonku sodu z wodą )
2NaO 3 → 2NaO 2 +O 2(Rozkład zachodzi w różnych temperaturach, na przykład: rozkład ozonku sodu w temperaturze -10
°C, ozonek cezu w +100°C)
NaNH 2 + H 2 O → NaOH + NH 3
Na2NH+2H2O → 2NaOH+NH3
Na 3N+3H 2O → 3NaOH+NH 3
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
Fe3O4 +4NaH=4NaOH+3Fe
5NaN 3 +NaNO 3 →8N 2 +3Na 2 O
Aplikacja:
Sód jest szeroko stosowany w syntezie związków organicznych, a częściowo do wytwarzania niektórych jego pochodnych. W technologii nuklearnej stosowany jest jako chłodziwo.
Lit ma absolutnie wyjątkowe znaczenie w technologii termojądrowej. W przemyśle gumowym stosowany jest do produkcji kauczuku sztucznego (jako katalizator polimeryzacji), w metalurgii – jako cenny dodatek do niektórych innych metali i stopów. Na przykład dodanie tylko setnych procenta litu znacznie zwiększa twardość aluminium i jego stopów, a dodanie 0,4% litu do ołowiu prawie trzykrotnie zwiększa jego twardość bez uszczerbku dla odporności na zginanie. Istnieją przesłanki, że podobny dodatek cezu znacznie poprawia właściwości mechaniczne magnezu i chroni go przed korozją, jednak nie dzieje się tak w przypadku jego stosowania. Wodorek sodu jest czasami stosowany w metalurgii do izolowania metali rzadkich z ich związków. Jego 2% roztwór w roztopionym NaOH służy do usuwania kamienia kotłowego z wyrobów stalowych (po minucie przetrzymywania gorący wyrób zanurza się w wodzie, którą redukuje się według równania
Fe 3 O 4 + 4NaH = 4NaOH + 3Fe (kamień znika).
Schemat ideowy instalacji zakładowej do produkcji sody wg amoniakmetoda (Solvay, 1863).
Wapień wypalany jest w piecu (L), powstały CO 2 trafia do wieży karbonizacyjnej (B), a CaO jest gaszony wodą (C), po czym Ca(OH) 2 jest pompowany do mieszalnika (D), gdzie spotyka się z NH4Cl, co powoduje uwolnienie amoniaku. Ten ostatni dostaje się do absorbera (D) i nasyca tam mocny roztwór NaCl, który następnie pompowany jest do wieży karbonizacyjnej, gdzie podczas oddziaływania z CO 2 tworzą się NaHCO 3 i NH 4 Cl. Pierwsza sól jest prawie całkowicie wytrącana i zatrzymywana na filtrze próżniowym (E), a druga jest pompowana z powrotem do mieszalnika (D). W ten sposób NaCl i wapień są stale zużywane, w wyniku czego otrzymuje się NaHCO 3 i CaCl 2 (ten ostatni w postaci odpadów produkcyjnych). Następnie wodorowęglan sodu przenosi się przez ogrzewanie na sodę.
Redaktor: Galina Nikołajewna Kharlamova
METALE ALKALICZNE
Metale alkaliczne obejmują pierwiastki pierwszej grupy, głównej podgrupy: lit, sód, potas, rubid, cez, frans.Będąc wNatura
Na-2,64% (m/m), K-2,5% (m/m), Li, Rb, Cs – znacznie mniej, Fr – pierwiastek otrzymywany sztucznie
Li
Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 – spodumen
Nie
NaCl – sól kuchenna (kamienna), halit
Na 2 SO 4 10H 2 O – Sól Glaubera (mirabilit)
NaNO 3 – saletra chilijska
Na 3 AlF 6 - kriolit
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - boraks
K
KCl NaCl – sylwinit
KCl MgCl 2 6H 2 O – karnalit
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 – skaleń (ortoklaz)
Właściwości metali alkalicznych
Wraz ze wzrostem liczby atomowej wzrasta promień atomu, wzrasta zdolność do oddawania elektronów walencyjnych i wzrasta aktywność redukująca:
Właściwości fizyczne
Niskie temperatury topnienia, niska gęstość, miękkie, cięte nożem.
Właściwości chemiczne
Typowe metale, bardzo mocne środki redukujące. Związki wykazują pojedynczy stopień utlenienia +1. Siła redukująca wzrasta wraz ze wzrostem masy atomowej. Wszystkie związki mają charakter jonowy, prawie wszystkie są rozpuszczalne w wodzie. Wodorotlenki R–OH są zasadami, ich wytrzymałość wzrasta wraz ze wzrostem masy atomowej metalu.
Zapalny w powietrzu przy umiarkowanym ogrzewaniu. Z wodorem tworzą wodorki podobne do soli. Produkty spalania to najczęściej nadtlenki.
Moc redukcyjna rośnie w szeregu Li–Na–K–Rb–Cs
1. Aktywna interakcja z wodą:
2Li + 2H 2O → 2LiOH + H2
2. Reakcja z kwasami:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
3. Reakcja z tlenem:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (tlenek litu)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (nadtlenek sodu)
K + O 2 → KO 2 (nadtlenek potasu)
W powietrzu metale alkaliczne natychmiast się utleniają. Dlatego są przechowywane pod warstwą rozpuszczalników organicznych (nafty itp.).
4. W reakcjach z innymi niemetalami powstają związki binarne:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenki)
2Na + S → Na 2 S (siarczki)
2Na + H 2 → 2NaH (wodorki)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (azotki)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (węgliki)
5. Jakościowa reakcja na kationy metali alkalicznych – zabarwienie płomienia na następujące kolory:
Li+ – karminowa czerwień
Na+ – żółty
K+, Rb+ i Cs+ – fiolet
Paragon
Ponieważ Metale alkaliczne są najsilniejszymi środkami redukującymi; można je zredukować ze związków jedynie poprzez elektrolizę stopionych soli:
2NaCl=2Na+Cl2
Zastosowanie metali alkalicznych
Lit - stopy łożyskowe, katalizator
Sód - lampy wyładowcze, chłodziwo w reaktorach jądrowych
Rubid - prace badawcze
Cez – fotokomórki
Tlenki, nadtlenki i ponadtlenki metali alkalicznych
Paragon
Utlenianie metalu powoduje powstanie tylko tlenku litu
4Li + O 2 → 2Li 2 O
(w pozostałych przypadkach otrzymuje się nadtlenki lub ponadtlenki).
Wszystkie tlenki (z wyjątkiem Li 2 O) otrzymuje się przez ogrzewanie mieszaniny nadtlenku (lub ponadtlenku) z nadmiarem metalu:
Na 2 O 2 + 2 Na → 2 Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
Metale alkaliczne to grupa substancji nieorganicznych, prostych elementów układu okresowego. Wszystkie mają podobną strukturę atomową i odpowiednio podobne właściwości. Do tej grupy zalicza się potas, sód, lit, cez, rubid, frans oraz teoretycznie opisany, ale jeszcze nie zsyntetyzowany pierwiastek ununennium. Pierwsze pięć substancji występuje w przyrodzie, frans jest sztucznie wytworzonym pierwiastkiem radioaktywnym. Metale alkaliczne swoją nazwę zawdzięczają zdolności do tworzenia zasad w reakcji z wodą.
Wszystkie pierwiastki z tej grupy są chemicznie aktywne, dlatego na Ziemi występują wyłącznie w składzie różnych minerałów, na przykład skały, potasu, soli kuchennej, boraksu, skalenia, wody morskiej, solanek podziemnych, azotanu chilijskiego. Frans często towarzyszy rudom uranu; rubid i cez - minerały z sodem i potasem.
Nieruchomości
Wszyscy przedstawiciele grupy to miękkie metale, można je ciąć nożem lub zginać ręcznie. Zewnętrznie - błyszczący, biały (z wyjątkiem cezu). Cez ma złoty połysk. Lekki: sód i potas są lżejsze od wody, lit unosi się nawet w nafcie. Klasyczne metale o dobrej przewodności elektrycznej i cieplnej. Palą się i nadają płomieniowi charakterystyczną barwę, co jest jednym z analitycznych sposobów określenia rodzaju metalu. Niskotopliwy, najbardziej „ogniotrwały” jest lit (+180,5°C). Cez topi się w dłoniach w temperaturze +28,4°C.
Aktywność w grupie rośnie wraz ze wzrostem masy atomowej: Li →Cs. Mają właściwości redukujące, m.in. w reakcji z wodorem. Wykazują wartościowość -1. Reagować gwałtownie z wodą (wszystkie z wyjątkiem litu - wybuchowo); z kwasami, tlenem. Oddziałują z niemetalami, alkoholami, wodnym roztworem amoniaku i jego pochodnymi, kwasami karboksylowymi i wieloma metalami.
Potas i sód są pierwiastkami biogennymi, uczestniczą w gospodarce wodno-solnej i kwasowo-zasadowej organizmu człowieka, są niezbędne do prawidłowego krążenia krwi i funkcjonowania wielu enzymów. Potas jest ważny dla roślin.
Nasze ciało zawiera również rubid. Znaleziono go we krwi, kościach, mózgu i płucach. Działa przeciwzapalnie, przeciwalergicznie, spowalnia reakcje układu nerwowego, wzmacnia układ odpornościowy, pozytywnie wpływa na skład krwi.
Środki ostrożności
Metale alkaliczne są bardzo niebezpieczne i mogą zapalić się i eksplodować po prostu w wyniku kontaktu z wodą lub powietrzem. Wiele reakcji przebiega gwałtownie, dlatego można z nimi pracować wyłącznie po dokładnym poinstruowaniu, przy zachowaniu wszelkich środków ostrożności, założeniu maski ochronnej i okularów ochronnych.
Roztwory wodne potasu, sodu i litu są mocnymi zasadami (wodorotlenki potasu, sodu, litu); kontakt ze skórą powoduje głębokie, bolesne oparzenia. Kontakt zasad, nawet w małych stężeniach, z oczami może prowadzić do ślepoty. Reakcje z kwasami, amoniakiem i alkoholami powodują uwolnienie łatwopalnego i wybuchowego wodoru.
Metale alkaliczne przechowuje się pod warstwą nafty lub wazeliny w szczelnych pojemnikach. Manipulacje czystymi odczynnikami przeprowadza się w atmosferze argonu.
Należy zachować ostrożność przy usuwaniu pozostałości po doświadczeniach z metalami alkalicznymi. Wszystkie pozostałości metali należy najpierw zneutralizować.
Aplikacja
Metale alkaliczne są pierwiastkami S. W zewnętrznej warstwie elektronowej każdy z nich ma jeden elektron (ns1). Promienie atomów od góry do dołu w podgrupie rosną, energia jonizacji maleje, a aktywność redukcyjna, a także zdolność do oddawania elektronów walencyjnych z warstwy zewnętrznej.
Metale, o których mowa, są bardzo aktywne, dlatego w przyrodzie nie występują w stanie wolnym. Występują w postaci związków w minerałach (sól kuchenna NaCl, sylwinit NaCl∙KCl, sól Glaubera NaSO4∙10H2O i inne) lub jako jony w wodzie morskiej.
Właściwości fizyczne metali alkalicznych
Wszystkie metale alkaliczne w normalnych warunkach są srebrzystobiałymi substancjami krystalicznymi o wysokiej przewodności cieplnej i elektrycznej. Mają sześcienne wypełnienie skupione na ciele (BCCP). Gęstości, temperatury wrzenia i topnienia metali grupy I są stosunkowo niskie. Od góry do dołu w podgrupie gęstość wzrasta, a temperatura topnienia spada.
Przygotowanie metali alkalicznych
Metale alkaliczne zwykle otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli (zwykle chlorków) lub zasad. Na przykład podczas elektrolizy stopionego NaCl na katodzie uwalnia się czysty sód, a na anodzie gazowy chlor: 2NaCl(stop)=2Na+Cl2.
Właściwości chemiczne metali alkalicznych
Pod względem właściwości chemicznych lit, sód, potas, rubid, cez i frans są najbardziej aktywnymi metalami i jednymi z najsilniejszych środków redukujących. W reakcjach łatwo oddają elektrony z warstwy zewnętrznej, zamieniając się w dodatnio naładowane jony. W związkach utworzonych przez metale alkaliczne dominuje wiązanie jonowe.
Kiedy metale alkaliczne oddziałują z tlenem, jako główny produkt powstają nadtlenki, a jako produkt uboczny – tlenki:
4Na+O2=2Na2O (tlenek sodu).
Z halogenami dają halogenki, z siarką - siarczki, z wodorem - wodorki:
2Na+Cl2=2NaCl (chlorek sodu),
2Na+S=Na2S (siarczek sodu),
2Na+H2=2NaH (wodorek sodu).
Wodorek sodu jest związkiem niestabilnym. Rozkłada się z wodą, dając zasady i wolny wodór:
NaH+H2O=NaOH+H2.
Wolny wodór powstaje również, gdy same metale alkaliczne oddziałują z wodą:
2Na+2H2O=2NaOH+H2.
Metale te reagują również z rozcieńczonymi kwasami, wypierając z nich wodór:
2Na+2HCl=2NaCl+H2.
Metale alkaliczne reagują z halogenkami organicznymi za pomocą reakcji Wurtza.