Це елементи І групи періодичної системи: літій (Li), натрій (Na), калій (K), рубідій (Rb), цезій (Cs), францій (Fr); дуже м'які, пластичні, легкоплавкі та легкі, як правило, сріблясто-білого кольору; хімічно дуже активні; бурхливо реагують із водою, утворюючи луги(Звідки назва).
Всі лужні метали надзвичайно активні, у всіх хімічних реакціях виявляють відновлювальні властивості, віддають свій єдиний валентний електрон, перетворюючись на позитивно заряджений катіон, виявляють єдиний ступінь окислення +1.
Відновлювальна здатність збільшується в ряду -Li-Na-K-Rb-Cs.
Усі сполуки лужних металів мають іонний характер.
Практично всі солі розчиняються у воді.
Низькі температури плавлення,
Малі значення щільностей,
М'які, ріжуться ножем
Внаслідок своєї активності лужні метали зберігають під шаром гасу, щоб запобігти доступу повітря та вологи. Літій дуже легкий і в гасі виринає на поверхню, тому його зберігають під шаром вазеліном.
Хімічні властивості лужних металів
1. Лужні метали активно взаємодіють із водою:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Реакція лужних металів із киснем:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (оксид літію)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрію)
K + O 2 → KO 2 (надпероксид калію)
На повітрі лужні метали миттєво окислюються. Тому їх зберігають під шаром органічних розчинників (гас та ін).
3. У реакціях лужних металів з іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогеніди)
2Na + S → Na 2 S (сульфіди)
2Na + H 2 → 2NaH (гідриди)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (нітриди)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбіди)
4. Реакція лужних металів із кислотами
(Проводять рідко, йде конкуруюча реакція з водою):
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2
5. Взаємодія лужних металів із аміаком
(утворюється амід натрію):
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
6. Взаємодія лужних металів зі спиртами та фенолами, які виявляють у цьому випадку кислотні властивості:
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. Якісна реакція на катіони лужних металів - забарвлення полум'я у наступні кольори:
Li + - карміново-червоний 
Na + – жовтий
K + , Rb + та Cs + – фіолетовий
Одержання лужних металів
Металеві літію, натрій і калій отримуютьелектролізом розплаву солей (хлоридів), а рубідій та цезій – відновленням у вакуумі при нагріванні їх хлоридів кальцієм: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
У невеликих масштабах використовується також вакуум-термічне одержання натрію та калію:
2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4 .
Активні лужні метали виділяються у вакуум-термічних процесах завдяки своїй високій леткості (їх пари видаляються із зони реакції).
Особливості хімічних властивостей s-елементів І групи та їх фізіологічна дія
Електронна конфігурація атома літію 1s 2 2s 1 . У нього найбільший в другому періоді атомний радіус, що полегшує відрив валентного електрона і поява іона Li + зі стабільною конфігурацією інертного газу (гелію). Отже, його з'єднання утворюються з передачею електрона від літію до іншого атома та виникненням іонного зв'язку з невеликою часткою ковалентності. Літій - типовий металевий елемент. У вигляді речовини це лужний метал. Від інших членів І групи він відрізняється малими розмірами та найменшою, порівняно з ними, активністю. У цьому відношенні він нагадує розташований по діагоналі від Li елемент II групи магній. У розчинах іон Li+ сильно сольватований; його оточують кілька десятків молекул води. Літій за величиною енергії сольватації - приєднання молекул розчинника, що стоїть ближче до протону, ніж до катіонів лужних металів.
Малий розмір іона Li + , високий заряд ядра і всього два електрони створюють умови для виникнення навколо цієї частки досить значного поля позитивного заряду, тому в розчинах до нього притягується значна кількість молекул полярних розчинників і його координаційне число велике, метал здатний утворювати значне число літійорганічних сполук .
Натрієм починається 3-й період, тому у нього на зовнішньому рівні всього 1 , займає 3s-орбіталь. Радіус атома Na – найбільший у 3-му періоді. Ці особливості визначають характер елемента. Його електронна конфігурація 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Єдиний ступінь окиснення натрію +1. Електронегативність його дуже мала, тому в сполуках натрій присутній тільки у вигляді позитивно зарядженого іона і надає хімічному зв'язку іонного характеру. За розміром іон Na + значно більше, ніж Li + і сольватація його не така велика. Однак у розчині у вільному вигляді він не існує.
Фізіологічне значення іонів К+ та Na+ пов'язане з їхньою різною адсорбованістю на поверхні компонентів, що входять до складу земної кори. З'єднання натрію лише незначно схильні до адсорбції, в той час як сполуки калію міцно утримуються глиною та іншими речовинами. Мембрани клітин, будучи поверхнею розділу клітина - середовище, проникні для іонів К+, внаслідок чого внутрішньоклітинна концентрація К+ значно вища, ніж іонів Na+. Водночас у плазмі крові концентрація Na+ перевищує вміст у ній калію. З цією обставиною пов'язують виникнення мембранного потенціалу клітин. Іони К+ та Na+ – одні з основних компонентів рідкої фази організму. Їх співвідношення з іонами Са 2+ суворо виразно, яке порушення призводить до патології. Введення іонів Na+ в організм не має помітного шкідливого впливу. Підвищення змісту іонів К + шкідливо, але у звичайних умовах зростання його концентрації ніколи не досягає небезпечних величин. Вплив іонів Rb+, Cs+, Li+ ще недостатньо вивчений.
З різних поразок, пов'язаних із застосуванням сполук лужних металів, найчастіше зустрічаються опіки розчинами гідроксидів. Дія лугів пов'язана з розчиненням у них білків шкіри та утворенням лужних альбумінатів. Луг знову виділяється в результаті їх гідролізу і діє більш глибокі шари організму, викликаючи появу виразок. Нігті під впливом лугів стають тьмяними та ламкими. Поразка очей, навіть дуже розведеними розчинами лугів, супроводжується як поверхневими руйнуваннями, але порушеннями глибших ділянок ока (райдужної оболонки) і призводить до сліпоті. При гідролізі амідів лужних металів одночасно утворюється луг та аміак, що викликають трахеобронхіт фібринозного типу та запалення легень.
Калій був отриманий Г. Деві практично одночасно з натрієм в 1807 при електролізі вологого гідроксиду калію. Від назви цього з'єднання - «їдке калі» і отримав своє найменування елемент. Властивості калію помітно відрізняються від властивостей натрію, що з різницею величин радіусів їх атомів та іонів. У сполуках калію зв'язок більш іонна, а у вигляді іона К+ він має меншу поляризуючу дію, ніж натрій, через великі розміри. Природна суміш складається з трьох ізотопів 39 К, 40 К, 41 К. Один із них 40 К ‑ радіоактивний і певна частка радіоактивності мінералів та ґрунту пов'язана з присутністю цього ізотопу. Його період напіврозпаду великий – 1,32 млрд. років. Визначити присутність калію у зразку досить легко: пари металу та його сполуки забарвлюють полум'я у фіолетово-червоний колір. Спектр елемента досить простий і доводить наявність 1е - на 4s-орбіталі. Вивчення його послужило однією з підстав знаходження загальних закономірностей у будові спектрів.
У 1861 р. для дослідження солі мінеральних джерел спектральним аналізом Роберт Бунзен виявив новий елемент. Його наявність доводилося темно-червоними лініями у спектрі, яких не давали інші елементи. За кольором цих ліній елемент і був названий рубідієм (rubidus-темно-червоний). У 1863 р. Р. Бунзен отримав цей метал і в чистому вигляді відновленням тартрату рубідії (виннокислої солі) сажею. Особливістю елемента є легка збудливість його атомів. Електронна емісія у нього виникає під впливом червоних променів видимого діапазону. Це з невеликою різницею в енергіях атомних 4d і 5s-орбіталей. З усіх лужних елементів, що мають стабільні ізотопи, рубідію (як і цезію) належить один із найбільших атомних радіусів і невеликий потенціал іонізації. Такі параметри визначають характер елемента: високу електропозитивність, надзвичайну хімічну активність, низьку температуру плавлення (39 0 C) та малу стійкість до зовнішніх впливів.
Відкриття цезію, як і рубідія, пов'язане із спектральним аналізом. У 1860 р. Р.Бунзен виявив дві яскраві блакитні лінії в спектрі, що не належать жодному відомому на той час елементу. Звідси походить і назва цезіус (caesius), що означає небесно-блакитний. Це останній елемент підгрупи лужних металів, який зустрічається у вимірних кількостях. Найбільший атомний радіус та найменші перші потенціали іонізації визначають характер та поведінку цього елемента. Він має яскраво виражену електропозитивність і яскраво виражені металеві якості. Прагнення віддати зовнішній 6s-електрон призводить до того, що всі реакції протікають виключно бурхливо. Невелика різниця в енергіях атомних 5d- та 6s-орбіталей обумовлює легку збудливість атомів. Електронна емісія у цезію спостерігається під впливом невидимих інфрачервоних променів (теплових). Зазначена особливість структури атома визначає хорошу електричну провідність струму. Все це робить цезій незамінним у електронних приладах. Останнім часом все більше уваги приділяється цезієвій плазмі як паливу майбутнього та у зв'язку з вирішенням проблеми термоядерного синтезу.
На повітрі літій активно реагує не тільки з киснем, але і з азотом і покривається плівкою, що складається з Li 3 N (до 75%) та Li 2 O. Інші лужні метали утворюють пероксиди (Na 2 O 2) та надпероксиди (K 2 O 4 або KO 2).
Перераховані речовини реагують із водою:
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 .
Для регенерації повітря на підводних човнах та космічних кораблях, в ізолюючих протигазах та дихальних апаратах бойових плавців (підводних диверсантів) використовувалася суміш «оксон»:
Na 2 O 2 +CO 2 =Na 2 CO 3 +0,5O 2;
K2O4+CO2=K2CO3+1,5O2.
В даний час це стандартна начинка патронів, що регенерують, ізолюючих протигазів для пожежників.
Лужні метали реагують при нагріванні з воднем, утворюючи гідриди:
Гідрид літію використовується як потужний відновник.
Гідроксидилужних металів роз'їдають скляний та порцеляновий посуд, їх не можна нагрівати і в кварцовому посуді:
SiO 2 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +H 2 O.
Гідроксиди натрію і калію не відщеплюють воду при нагріванні до температур їх кипіння (понад 1300 0 С). Деякі сполуки натрію називають содами:
а) кальцинована сода, безводна сода, білизняна сода або просто сода - карбонат натрію Na 2 CO 3 ;
б) кристалічна сода - кристалогідрат карбонату натрію Na 2 CO 3 . 10H 2 O;
в) двовуглекисла або питна – гідрокарбонат натрію NaHCO3;
г) гідроксид натрію NaOH називають каустичною содою або каустиком.
Структура зовнішніх електронних верств в атомах елементів I групи дозволяє передусім припускати відсутність вони тенденції до приєднання електронів. З іншого боку, віддача єдиного зовнішнього електрона, здавалося б, повинна відбуватися дуже легко і вести до утворення стійких одновалентних катіонів елементів, що розглядаються.
Як показує досвід, ці припущення повною мірою виправдовуються тільки стосовно елементів лівого стовпця (Li, Na, К та аналогам). Для міді та її аналогів вони вірні лише, наполовину: у відсутності вони тенденції до приєднання електронів. Разом з тим, їх найбільш віддалений від ядра 18-електронний шар виявляється ще не цілком закріпленим і при певних умовах здатний до часткової втрати електронів. Останнє зумовлює можливість існування поруч із одновалентними Сu, Agта Аuтакож і сполук розглянутих елементів, що відповідають їх вищій валентності.
Подібне розбіжність виведених з атомних моделей припущень результатів досвіду показує, що розгляд властивостей елементів на основітількиЕлектронні структури атомів і без урахування інших особливостей не завжди достатньо для хімічної характеристики цих елементів навіть у найбільш грубих рисах.
Лужні метали.
Назва, що застосовується до елементів ряду Li-Cs, лужні метали пов'язана з тим, що їх гідроокиси є сильними лугами. Натрій
і калій
ставляться до найпоширеніших елементів, становлячи відповідно 2,0 і 1,1% від загальної кількості атомів земної кори. Зміст у ній літію
(0,02%), рубідія
(0,004%) та цезія
(0,00009%) вже значно менше, а Франція
- мізерно мало. Елементарні Na і К виділені тільки в 1807 р. Літій відкритий в 1817 р., цезій і рубідій - відповідно в 1860 і 1861 р. Елемент № 87 - францій - був відкритий в 1939 р., а свою назву отримав в 1946 р. Природні натрій і цезій є «чистими» елементами (23 Na і 133 Cs), літій складається з ізотопів 6 Li (7,4%) та 7 Li (92,6%), калій-ізотопів 39 К (93,22%) .
40 До (0,01%) і 41 До (6,77%), рубідій-з ізотопів 85 Rb (72,2%) та 87 Rb (27,8%). З ізотопів Франція основне значення має 223 Fr, що зустрічається в природі (середня тривалість життя атома 32 хв).
Поширеність:
У природі зустрічаються лише сполуки лужних металів. Натрій та калій є постійними складовими частинами багатьох силікатів. З окремих мінералів натрію найважливіший - кухонна сіль (NaCl) входить до складу морської води і на окремих ділянках земної поверхні утворює під шаром наносних порід величезні поклади кам'яної солі. Верхні шари подібних покладів іноді містять скупчення солей калію у вигляді пластів. сильвініта (mKCl∙nNaCl), ка рналіту (КСl MgCl 2 6Н 2 Про) та ін., що служать основним джерелом отримання сполук цього елемента. Що мають промислове значення природних скупчень калійних солей відомо лише небагато. Для літію відомий ряд мінералів, але скупчення їх рідкісні. Рубідій та цезій зустрічаються майже виключно у вигляді домішок до калію. Сліди Франція завжди містяться в уранових рудах . Мінералами літію є, наприклад, сподумен і лепідоліт (Li 2 KAl). Частина калію в останньому їх іноді буває заміщена на рубідій. Те саме стосується карналіту, який може бути хорошим джерелом отримання рубідії. Для технології цезію найбільш важливим є порівняно рідкісний мінерал півлуцит - CsAI(SiO 3) 2 .
Отримання:
У вільному стані лужні метали можуть бути виділені електролізом розплавлених хлористих солей. Основне практичне значення має натрій, щорічне світове вироблення якого становить понад 200 тис. т. Схема установки на його отримання електролізом розплавленого NaCl показано нижче. Ванна складається із сталевого кожуха з шамотною футеровкою, графітовим анодом (А) та кільцевим залізним катодом (К), між якими розташована сітчаста діафрагма. Електролітом зазвичай служить не чистий NaCl (т. пл. 800 ℃), а більш легкоплавка суміш приблизно з 40% NaCl і 60% СаСl 2 , що дає можливість працювати при температурах близько 580 °С. Збирається у верхній частині кільцевого катодного простору і металевий натрій, що переходить у збірник, містить невелику (до 5%) домішок кальцію, який потім майже повністю виділяється (розчинність Са в рідкому натрії при температурі його плавлення дорівнює лише 0,01%). У міру ходу електролізу у ванну додають NaCl. Витрата електроенергії становить близько 15 кВт год на 1 кг Na.
2NaCl→ 2Na+Cl 2
Це цікаво:
До введення в практику електролітичного методу металевий натрій отримували розжарюванням соди з вугіллям за реакцією:
Na 2 CO 3 +2C+244ккал→2Na+3CO
Вироблення металевих К та Li незрівнянно менше, ніж натрію. Літій отримують електролізом розплаву LiCl + КСl, а калій-дією парів натрію на розплав КСl, що надходить протитечією до них у спеціальних дистиляційних колонах (з верхньої частини яких виходять пари калію). Рубідій та цезій у великих масштабах майже не видобуваються. Для отримання невеликих кількостей цих металів зручно користуватися нагріванням у вакуумі їх хлоридів з металевим кальцієм.
2LiCl→2Li+Cl 2
Фізичні властивості:
За відсутності повітря літій та його аналоги є сріблясто-білі (крім жовтуватого цезію) речовини з більш менш сильним металевим блиском. Всі лужні метали характеризуються невеликими щільностями, малою твердістю, низькими температурами плавлення та кипіння та гарною електропровідністю. Їхні найважливіші константи зіставлені нижче:
|
Щільність, г/см 3 . |
|||||
|
Температура плавлення, °С |
|||||
|
Температура кипіння, °С |
Завдяки малій щільності Li, Na і К спливають на воді (Li - навіть на гасі). Лужні метали легко ріжуться ножем, а твердість м'якого з них - цезію - не перевищує твердість воску. Полум'я газового пальника, що не світиться, лужні метали та їх леткі сполуки забарвлюють у характерні кольори, з яких найбільш інтенсивний властивий натрію яскраво-жовтий.
Це цікаво:
Зовні проявляється у вигляді фарбування полум'я випромінювання нагрітими атомами лужних металів світлових променів обумовлено перескоком електронів з більш високих більш низькі енергетичні рівні. Наприклад, характерна жовта лінія спектру натрію виникає при перескоку електрона з рівня 3р на рівень 3s. Вочевидь, що з можливості такого перескоку необхідне попереднє збудження атома, т. е. переведення однієї чи кількох його електронів більш високий енергетичний рівень. У даному випадку збудження досягається за рахунок теплоти полум'я (і вимагає витрати 48 ккал/г-атом), взагалі воно може наслідувати в результаті повідомлення атому енергії різних видів. Інші лужні метали викликають появу наступних забарвлень полум'я: Li - карміново-червоний, К-фіолетовий, Rb - синювато-червоний, Cs - синій.
Спектр люмінесценції нічного неба показує постійну наявність у ній жовтого випромінювання натрію. Висота місця виникнення оцінюється в 200-300 км.т. е. атмосфера цих висотах містить атоми натрію (звичайно, у нікчемних кількостях). Виникнення випромінювання описується рядом елементарних процесів (зірочкою показано збуджений стан; М - будь-яка третя частка - О 2 , О 0 , N 2 та ін): Na + О 0 + М = NaO + М *, потім NaO + О = О 2 + Na * і, нарешті, Na * = Na +λν.
Зберігати натрій та калій слід у щільно закритих судинах під шаром сухої та нейтральної гасу. Неприпустимий їх контакт із кислотами, водою, хлорованими органічними сполуками та твердим двоокисом вуглецю. Не можна накопичувати дрібні обрізки калію, які окислюються особливо легко (через свою відносно велику поверхню). Невикористані залишки калію та натрію при малих кількостях знищують взаємодією з надлишком спирту, при великих – спалюванням на вугіллі багаття. Лужні метали, що спалахнули в приміщенні, найкраще гасити, засипаючи сухим порошком кальцинованої соди.
Хімічні властивості:
З хімічної сторони літій та його аналоги є виключно реакційноздатними металами (причому їх активність у напрямку від Li до Cs зазвичай зростає). У всіх з'єднаннях лужні метали одновалентні. Розташовуючись у крайній лівій частині ряду напруг, вони енергійно взаємодіють із водою за схемою:
2Е + 2H 2 O = 2ЕОН + H 2
При реакції з Li і Na виділення водню не супроводжується його займанням, у К воно вже відбувається, а Rb і Cs взаємодія протікає з вибухом.
· У зіткненні з повітрям свіжі розрізи Na і К (меншою мірою і Li) відразу ж покриваються пухкою плівкою продуктів окислення. Зважаючи на це Na і К зберігають зазвичай під гасом. Нагріті на повітрі Na і K легко спалахують, а рубідій і цезій самозаймисти вже при звичайній температурі.
4Е+O 2 →2Е 2 O (для літію)
2Е+O 2 →Е 2 O 2 (для натрію)
Е+O 2 →ЕО 2(для калію, рубідія та цезію)
Практичне застосування знаходить переважно перекис натрію (Na 2 0 2). Технічно її одержують окисленням при 350°С розпорошеного металевого натрію:
2Na+O 2 →Na 2 O 2 +122ккал
· Розплави простих речовин здатні з'єднуватися з аміаком, з утворенням амідів та імідів, сольватів:
2Na розплав +2NH 3 →2NaNH 2 +H 2 (амід натрію)
2Na розплав +NH 3 →Na 2 NH+H 2 (імід натрію)
Na розплав +6NH 3 → (сольват натрію)
При взаємодії пероксидів із водою відбувається реакція:
2Е 2 O 2 +2H 2 O=4ЕOH+O 2
Взаємодія Na 2 O 2 з водою супроводжується гідролізом:
Na 2 O 2 +2H 2 O→2NaOH + H 2 O 2 +34 ккал
Це цікаво:
ВзаємодіяNa 2 O 2 з двоокисом вуглецю за схемою
2Na 2 O 2 + 2CO 2 =2Na 2 CO 3 +O 2 +111 ккал
служить основою застосування перекису натрію як джерела кисню в ізолюючих протигазах та на підводних човнах. Чиста або містить різні добавки (наприклад, хлорного вапна з домішкою солей Ni або Сu) перекис натрію носить технічну назву «оксиліт». Змішані препарати оксилиту особливо зручні отримання кисню, який виділяється ними під впливом води. Спресований кубики оксиліт може бути використаний для отримання рівномірного струму кисню в звичайному апараті для отримання газів.
Na 2 O 2 +H 2 O=2NaOH+O 0 (виділяється атомарний кисень, внаслідок розпаду перекису водню).
Перекис калію ( КО 2) Нерідко вводиться до складу оксилиту. Його взаємодія з двоокисом вуглецю йде в цьому випадку за сумарним рівнянням:
Na 2 O 2 + 2KO 2 + 2СО 2 = Na 2 CO 3 +K 2 CO 3 + 2O 2 + 100 ккал, тобто двоокис вуглецю замінюється рівним обсягом кисню.
· Чи здатні утворювати озоніди. Освіта озоніду калію-KO 3 йде за рівнянням:
4КОН+3O 3 = 4КO 3 + O 2 +2H 2 O
Він є червоною кристалічною речовиною і є найсильнішим окислювачем. При зберіганні KO 3 повільно розпадається за рівнянням 2NaO 3 →2NaO 2 +O 2 +11 ккалвже у звичайних умовах. Водою він миттєво розкладається за сумарною схемою 4 KO 3 +2 H 2 O=4 KOH +5 O 2
· Чи здатні реагувати з воднем, з утворенням іонних гідридів, за загальною схемою:
Взаємодія водню з нагрітими лужними металами йде повільніше, ніж із лужноземельними. У разі Li потрібно нагрівання до 700-800 °С, тоді як його аналоги взаємодіють вже за 350-400 °С. Гідриди лужних металів є дуже потужними відновниками. Окислення їх киснем повітря у сухому стані йде порівняно повільно, але у присутності вологи процес настільки прискорюється, що може призвести до самозаймання гідриду. Особливо це стосується гідридів К, Rb і Cs. З водою відбувається бурхлива реакція за схемою:
ЕН+ H 2 O= H 2 +ЕОН
ЕH+O 2 →2ЕOH
При взаємодії NaH або КН з двоокисом вуглецю утворюється відповідна сіль мурашиної кислоти:
NaH+CO 2 →HCOONa
Здатні утворювати комплекси:
NaH+AlCl 3 →NaAlH 4 +3NaCl (алланат натрію)
NaAlH 4 → NaH+AlH 3
Нормальні оксиди лужних металів (за винятком Li 2 0) можуть бути отримані тільки непрямим шляхом . Вони є твердими речовинами наступних кольорів:
Na 2 O+2HCl=2NaCl+H 2 O
Гідроокису (ЕОН) лужних металів являють собою безбарвні, дуже гігроскопічні речовини, що роз'їдають більшість матеріалів, що стикаються з ними. Звідси їх назва, що іноді вживається в практиці, - їдкі луги. При дії лугів шкіра людського тіла сильно набухає і стає слизькою; при більш тривалій дії утворюється дуже болісний глибокий опік. Особливо небезпечні їдкі луги для очей (працювати рекомендується у захисних окулярах). Луг, що потрапив на руки або сукню, слід відразу ж змити водою, потім змочити уражене місце дуже розведеним розчином якої-небудь кислоти і знову промити водою.
Всі вони порівняно легкоплавкі і леткі без розкладання (крім LiOH, що відщеплює воду). гідроксидовлужних металів переважно використовують електролітичні методи. Найбільш великотоннажним є виробництвогідроксиду натріюелектролізом концентрованого водногорозчину кухонної солі:
2NaCl+2H 2 O→2NaOH+Cl 2 +H 2
Ø Є типовими підставами:
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 Здатні утворювати комплекси:
NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl
2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2
Al 2 O 3 + 6NaOH = 2Na 3 AlO 3 +3H 2 O
Al(OH) 3 +NaOH=Na
Ø Чи здатні реагувати з неметалами:
Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O(реакція йде без нагрівання)
Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (реакція йде з нагріванням)
3S+6NaOH=2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O
Ø Застосовуються в органічному синтезі (зокрема гідроксид калію та натрію, у прикладах зазначений гідроксид натрію):
NaOH+C 2 H 5 Cl=NaCl+C 2 H 4 (метод отримання алкенів, етилену (етену) у даному випадку), використовувався спиртовий розчин гідроксиду натрію.
NaOH+C2H5Cl=NaCl+C2H5OH(Метод отримання спиртів, етанолу в даному випадку), використовувався водний розчин гідроксиду натрію.
2NaOH+C 2 H 5 Cl=2NaCl+C 2 H 2 +H 2 O (метод отримання алкінів, ацетилену (етин) у даному випадку), використовувався спиртовий розчин гідроксиду натрію.
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 (один із способів одержання метану)
Ø Потрібно знати розкладання кількох солей:
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
Примітно те, що розкладання нітратів йде приблизно в діапазоні 450-600 ℃, далі вони плавляться без розкладання, але при досягненні приблизно 1000-1500 ℃ йде розкладання за схемою:
4LiNO 2 →2Li 2 O+4NO+O 2
Це цікаво:
K 4 [ Fe(CN) 6 ]+ FeCl 3 = KFe[ Fe(CN) 6 ]+3 KCl(якісна реакція наFe3+)
3K 4 +4FeCl 3 =Fe 4 3 +12KCl
Na 2 O 2 +2H 2 O=2NaOH+ H 2 O 2
4NaO 2 +2H 2 O=4NaOH+ 3O 2
4NaO 3 +2H 2 O=4NaOH+5O 2 (реакція озоніну натріясводою )
2NaO 3→ 2NaO 2 +O 2(Розпад відбувається за різних температур, наприклад: розпад озоніду натрію при -10
°C, озоніду цезію при +100°C)
NaNH 2 +H 2 O→ NaOH+NH 3
Na 2 NH+2H 2 O→ 2NaOH+NH 3
Na 3 N+3H 2 O→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
Fe 3 O 4 +4NaH=4NaOH+3Fe
5NaN 3 +NaNO 3 →8N 2 +3Na 2 O
Застосування:
Натрієм широко користуються при синтезах органічних сполук та почасти для отримання деяких його похідних. У ядерної техніки він використовується як теплоносій.
Літій має виняткове значення для термоядерної техніки. У гумовій промисловості він використовується при виробленні штучного каучуку (як каталізатор полімеризації), у металургії - як цінна присадка до деяких інших металів та сплавів. Наприклад, присадка лише сотих часток відсотка літію сильно підвищує твердість алюмінію та його сплавів, а присадка 0,4% літію до свинцю майже втричі підвищує його твердість, не погіршуючи опору на вигин. Є вказівки на те, що подібна присадка цезію сильно покращує механічні властивості магнію і оберігає його від корозії, проте таке його використання. Гідрид натрію іноді використовується в металургії для виділення рідкісних металів з їх сполук. Його 2% розчин у розплавленому NaOH знаходить застосування для зняття окалини зі сталевих виробів (після хвилинного витримування в ньому гарячий виріб занурюють у воду, причому відновилася за рівнянням
Fe 3 O 4 +4NaH = 4NaOH + 3Fe (окалина відпадає).
Принципова схема заводської установки для отримання соди по аміачномуметодом (Сольве, 1863 р.).
У печі (Л) йде випал вапняку, причому утворюється СО 2 надходить у карбонізаційну вежу (Б), а СаО гаситься водою (В), після чого Ca(OH) 2 перекачують у змішувач (Г), де вона зустрічається з NH 4 Cl , у своїй виділяється аміак. Останній надходить в абсорбер (Д) і насичує там міцний розчин NaCl, який потім перекачують в карбонізаційну вежу, де при взаємодії з 2 утворюються NaHCO 3 і NH 4 Cl. Перша сіль майже повністю осідає і затримується на вакуум-фільтрі (Е), а другу знову перекачують у змішувач (Г). Таким чином, весь час витрачаються NaCl і вапняк, а виходять NaHCO 3 і CaCl 2 (останній - у вигляді покидька виробництва). Бікарбонат натрію потім переводять нагріванням в соду.
Редактор: Харламова Галина Миколаївна
ЛУЖНІ МЕТАЛИ
До лужних металів належать елементи першої групи, головної підгрупи: літій, натрій, калій, рубідій, цезій, францій.Знаходження уприроді
Na-2,64% (за масою), K-2,5% (за масою), Li, Rb, Cs - значно менше, Fr-штучно отриманий елемент
Li
Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 – сподумен
Na
NaCl – кухонна сіль (кам'яна сіль), галіт
Na 2 SO 4 10H 2 O – глауберова сіль (мірабіліт)
NaNO 3 – чилійська селітра
Na 3 AlF 6 - кріоліт
Na 2 B 4 O 7 · 10H 2 O - бура
K
KCl NaCl – сильвініт
KCl MgCl 2 6H 2 O – карналіт
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 – польовий шпат (ортоклаз)
Властивості лужних металів
Зі збільшенням порядкового номера атомний радіус збільшується, здатність віддавати валентні електрони збільшується та відновлювальна активність збільшується:
Фізичні властивості
Низькі температури плавлення, малі значення щільності, м'які, ріжуться ножем.
Хімічні властивості
Типові метали, сильні відновники. У сполуках виявляють єдиний ступінь окиснення +1. Відновлювальна здатність збільшується зі зростанням атомної маси. Всі сполуки мають іонний характер, майже всі розчиняються у воді. Гідроксиди R–OH – луги, сила їх зростає із збільшенням атомної маси металу.
Займисті на повітрі при помірному нагріванні. З воднем утворюють солеподібні гідриди. Продукти згоряння найчастіше пероксиди.
Відновлювальна здатність збільшується в ряді Li-Na-K-Rb-Cs
1. Активно взаємодіють з водою:
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Реакція з кислотами:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2
3. Реакція з киснем:
4Li + O 2 → 2Li 2 O(оксид літію)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрію)
K + O 2 → KO 2 (надпероксид калію)
На повітрі лужні метали миттєво окислюються. Тому їх зберігають під шаром органічних розчинників (гас та ін).
4. У реакціях з іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогеніди)
2Na + S → Na 2 S (сульфіди)
2Na + H 2 → 2NaH (гідриди)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (нітриди)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбіди)
5. Якісна реакція на катіони лужних металів - фарбування полум'я у наступні кольори:
Li + - карміново-червоний
Na + – жовтий
K + , Rb + та Cs + – фіолетовий
Отримання
Т.к. лужні метали - це найсильніші відновники, їх можна відновити зі сполук лише за електролізі розплавів солей:
2NaCl=2Na+Cl 2
Застосування лужних металів
Літій - підшипникові сплави, каталізатор
Натрій - газорозрядні лампи, теплоносій у ядерних реакторах.
Рубідій - науково-дослідні роботи
Цезій – фотоелементи
Оксиди, пероксиди та надпероксиди лужних металів
Отримання
Окисленням металу виходить лише оксид літію
4Li + O 2 → 2Li 2 O
(В інших випадках виходять пероксиди або надпероксиди).
Всі оксиди (крім Li 2 O) одержують при нагріванні суміші пероксиду (або надпероксиду) з надлишком металу:
Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
Лужні метали – група неорганічних речовин, простих елементів таблиці Менделєєва. Всі вони мають схожу атомну будову і, відповідно, схожі властивості. До групи входять калій, натрій, літій, цезій, рубідій, францій і теоретично описаний, але ще синтезований елемент унуне́ний. Перші п'ять речовин існують у природі, Франції — штучно створений, радіоактивний елемент. Свою назву лужні метали отримали через здатність утворювати луги реакції з водою.
Всі елементи групи хімічно активні, тому Землі зустрічаються лише у складі різних мінералів, наприклад, кам'яної, калійної, кухонної солі, бури, польового шпату, морської води, підземних розсолів, чилійської селітри . Францій часто супроводжує уранові руди; рубідій та цезій - мінералам з натрієм і калієм.
Властивості
Усі представники групи – м'які метали, їх можна різати ножем, згинати руками. Зовнішньо - блискучі, білого кольору (крім цезію). Цезій відливає золотавим блиском. Легкі: натрій і калій легший за воду, літій спливає навіть у гасі. Класичні метали з гарною електро- та теплопровідністю. Горять, надають полум'ю характерного кольору, що є одним з аналітичних способів визначити тип металу. Легкоплавким, найбільш «тугоплавким» є літій (+180,5 ° С). Цезій тане прямо в руках за температури +28,4 °С.
Активність групи збільшується зі зростанням атомної маси: Li →Cs. Мають відновлювальні властивості, в тому числі в реакції з воднем. Виявляють валентність -1. Бурхливо реагують із водою (усі крім літію — з вибухом); з кислотами, киснем. Взаємодіють з неметалами, спиртами, водним аміаком та його похідними, карбоновими кислотами, багатьма металами.
Калій та натрій є біогенними елементами, беруть участь у водно-сольовому та кислотно-лужному балансі людського організму, необхідні для нормальної циркуляції крові та функціонування багатьох ензимів. Калій важливий для рослин.
У нашому організмі є й рубідій. Його знайшли у крові, кістках, головному мозку, легенях. Він має протизапальну, протиалергічну дію, пригальмовує реакції нервової системи, посилює імунітет, позитивно впливає на склад крові.
Запобіжні заходи
Лужні метали дуже небезпечні, здатні спалахувати і вибухати просто від контакту з водою або повітрям. Багато реакцій протікають бурхливо, тому працювати з ними допускається тільки після ретельного інструктажу, із застосуванням усіх запобіжних заходів, у захисній масці та захисних окулярах.
Розчини калію, натрію та літію у воді є сильними лугами (гідроксиди калію, натрію, літію); контакт зі шкірою призводить до глибоких болючих опіків. Попадання лугів, навіть низької концентрації, у вічі може призвести до сліпоти. Реакції з кислотами, аміаком, спиртами проходять із виділенням пожежо- та вибухонебезпечного водню.
Лужні метали зберігають під шаром гасу або вазеліну у герметичних ємностях. Маніпуляції із чистими реактивами проводять в аргоновій атмосфері.
Слід ретельно стежити за утилізацією залишків після дослідів із лужними металами. Усі залишки металів попередньо мають бути нейтралізовані.
Застосування
Лужні метали – sелементи. На зовнішньому електронному шарі кожен із них має один електрон (ns1). Радіуси атомів зверху вниз у підгрупі збільшуються, енергія іонізації зменшується, відновлювальна активність, як і здатність віддавати валентні електрони із зовнішнього шару, збільшується.
Метали, що розглядаються, дуже активні, тому у вільному стані вони в природі не зустрічаються. Їх можна виявити у вигляді сполук, у складі мінералів (кухонної солі NaCl, сильвініту NaCl∙KCl, глауберової солі NaSO4∙10H2O та інших) або у вигляді іонів у морській воді.
Фізичні властивості лужних металів
Всі лужні метали за звичайних умов являють собою сріблясто-білі кристалічні речовини, що мають високу тепло- та електропровідність. Вони мають об'ємно-центровану кубічну упаковку (ОЦКУ). Щільності, температури кипіння та плавлення у металів І групи відносно низькі. Зверху вниз у підгрупі густини збільшуються, а температури плавлення зменшуються.
Одержання лужних металів
Лужні метали зазвичай отримують електролізом розплавлених солей (частіше хлоридів) або лугів. При електролізі розплаву NaCl, наприклад, на катоді виділяється чистий натрій, але в аноді – газоподібний хлор: 2NaCl(расплав)=2Na+Cl2.
Хімічні властивості лужних металів
За хімічними властивостями літій, натрій, калій, рубідій, цезій та францій – це найактивніші метали та одні з найсильніших відновників. У реакціях вони легко віддають електрони із зовнішнього шару, перетворюючись на позитивно заряджені іони. У утворених лужними металами сполуках переважає іонний зв'язок.
При взаємодії лужних металів з киснем як основний продукт утворюються пероксиди, і як побічний – оксиди:
4Na+O2=2Na2O (оксид натрію).
З галогенами вони дають галогеніди, із сіркою – сульфіди, з воднем – гідриди:
2Na+Cl2=2NaCl (хлорид натрію),
2Na+S=Na2S (сульфід натрію),
2Na+H2=2NaH (гідрид натрію).
Гідрид натрію – нестійка сполука. Він розкладається водою, даючи луг і вільний водень:
NaH+H2O=NaOH+H2.
Вільний водень утворюються також при взаємодії з водою самих лужних металів:
2Na+2H2O=2NaOH+H2.
Ці метали також взаємодіють з розведеними кислотами, витісняючи їх водень:
2Na+2HCl=2NaCl+H2.
З органічними галогенідами лужні метали взаємодіють реакції Вюрца.