في النظام الدوري بأكمله ، تمثل معظم العناصر مجموعة من المعادن. مذبذب ، انتقالي ، مشع - هناك الكثير منهم. تلعب جميع المعادن دورًا كبيرًا ليس فقط في الطبيعة والحياة البيولوجية البشرية ، ولكن أيضًا في الصناعات المختلفة. لا عجب أن القرن العشرين كان يسمى "الحديد".
المعادن: الخصائص العامة
تشترك جميع المعادن في الخصائص الكيميائية والفيزيائية التي تجعل من السهل تمييزها عن غير المعادن. لذلك ، على سبيل المثال ، يسمح هيكل الشبكة البلورية لهم بأن يكونوا:
- موصلات التيار الكهربائي
- موصلات حرارة جيدة
- مرن والبلاستيك
- قوي ولامع.
بالطبع ، هناك اختلافات بينهم. تتألق بعض المعادن بلون فضي ، بينما يتألق البعض الآخر بلون أبيض غير لامع ، والبعض الآخر بلون أحمر وأصفر بشكل عام. هناك أيضًا اختلافات من حيث التوصيل الحراري والكهربائي. ومع ذلك ، فإن هذه المعلمات مشتركة بين جميع المعادن ، في حين أن غير المعادن لها اختلافات أكثر من أوجه التشابه.
بطبيعتها الكيميائية ، جميع المعادن عوامل اختزال. اعتمادًا على ظروف التفاعل والمواد المحددة ، يمكن أن تعمل أيضًا كعوامل مؤكسدة ، ولكن نادرًا. قادرة على تكوين العديد من المواد. توجد المركبات الكيميائية للمعادن في الطبيعة بكميات كبيرة في تكوين الخام أو المعادن والمعادن والصخور الأخرى. تكون الدرجة موجبة دائمًا ، يمكن أن تكون ثابتة (ألمنيوم ، صوديوم ، كالسيوم) أو متغيرة (كروم ، حديد ، نحاس ، منجنيز).
يستخدم الكثير منها على نطاق واسع كمواد بناء وتستخدم في مختلف فروع العلوم والتكنولوجيا.
المركبات الكيميائية للمعادن
من بين هذه ، يجب ذكر عدة فئات رئيسية من المواد ، والتي هي نتاج تفاعل المعادن مع العناصر والمواد الأخرى.
- الأكاسيد والهيدرات والنتريدات ومبيدات السيليكات والفوسفيدات والأوزون والكربيدات والكبريتيدات وغيرها - المركبات الثنائية غير المعدنية ، تنتمي غالبًا إلى فئة الأملاح (باستثناء الأكاسيد).
- هيدروكسيدات - الصيغة العامة هي Me + x (OH) x.
- ملح. مركبات المعادن ذات المخلفات الحمضية. قد تكون مختلفة:
- واسطة؛
- حامِض؛
- مزدوج؛
- أساسي؛
- معقد.
4. مركبات المعادن مع المواد العضوية - الهياكل المعدنية العضوية.
5. مركبات المعادن مع بعضها البعض - السبائك ، والتي يتم الحصول عليها بطرق مختلفة.
خيارات توصيل المعادن
المواد التي يمكن أن تحتوي على معادن مختلفة أو أكثر في نفس الوقت تنقسم إلى:
- سبائك.
- أملاح مزدوجة
- مركبات معقدة
- بين المعادن.
تختلف أيضًا طرق ربط المعادن ببعضها البعض. على سبيل المثال ، للحصول على السبائك ، يتم استخدام طريقة ذوبان وخلط وتصلب المنتج الناتج.
تتشكل المركبات بين الفلزات نتيجة تفاعلات كيميائية مباشرة بين المعادن ، وغالبًا ما تحدث مع انفجار (على سبيل المثال ، الزنك والنيكل). تتطلب مثل هذه العمليات شروطًا خاصة: درجة حرارة عالية جدًا ، وضغط ، وفراغ ، ونقص في الأكسجين ، وغيرها.
الصودا والملح والمواد الكاوية كلها مركبات فلزية قلوية توجد في الطبيعة. توجد في شكلها النقي ، وتشكل رواسب ، أو جزء من نواتج الاحتراق لبعض المواد. في بعض الأحيان يتم الحصول عليها في المختبر. لكن هذه المواد دائمًا ما تكون مهمة وقيمة ، لأنها تحيط بالإنسان وتشكل حياته.
لا تقتصر مركبات الفلزات القلوية واستخداماتها على الصوديوم. تعتبر الأملاح أيضًا شائعة وشائعة في قطاعات الاقتصاد مثل:
- كلوريد البوتاسيوم
- (نترات البوتاسيوم)؛
- كربونات البوتاسيوم؛
- كبريتات.
كل منهم من الأسمدة المعدنية القيمة المستخدمة في الزراعة.
الفلزات القلوية الترابية - المركبات وتطبيقاتها
تشمل هذه الفئة عناصر المجموعة الثانية من المجموعة الفرعية الرئيسية لنظام العناصر الكيميائية. حالة الأكسدة الدائمة هي +2. هذه عوامل اختزال نشطة تدخل بسهولة في تفاعلات كيميائية مع معظم المركبات والمواد البسيطة. عرض جميع الخصائص النموذجية للمعادن: اللمعان والليونة والحرارة والتوصيل الكهربائي.
أهمها وأكثرها شيوعًا هي المغنيسيوم والكالسيوم. البريليوم مذبذب ، بينما الباريوم والراديوم من العناصر النادرة. كل منهم قادر على تكوين الأنواع التالية من الاتصالات:
- بين المعادن.
- أكاسيد.
- هيدرات.
- أملاح ثنائية (مركبات مع غير فلزية) ؛
- هيدروكسيدات.
- أملاح (مزدوجة ، معقدة ، حمضية ، قاعدية ، متوسطة).
النظر في أهم المركبات من الناحية العملية وتطبيقاتها.
أملاح المغنيسيوم والكالسيوم
تعتبر مركبات الفلزات القلوية الأرضية مثل الأملاح مهمة للكائنات الحية. بعد كل شيء ، أملاح الكالسيوم هي مصدر هذا العنصر في الجسم. وبدون ذلك ، يكون التكوين الطبيعي للهيكل العظمي والأسنان وقرون الحيوانات والحوافر والشعر والغطاء وما إلى ذلك أمرًا مستحيلًا.
لذلك ، فإن الملح الأكثر شيوعًا لمعدن الكالسيوم القلوي الأرضي هو الكربونات. أسماءها الأخرى هي:
- رخام؛
- حجر الكلس؛
- الدولوميت.
يتم استخدامه ليس فقط كمورد لأيونات الكالسيوم لكائن حي ، ولكن أيضًا كمواد بناء ، ومواد خام للصناعات الكيماوية ، وصناعة مستحضرات التجميل ، والزجاج ، وما إلى ذلك.
تعتبر المركبات الفلزية القلوية الترابية مثل الكبريتات مهمة أيضًا. على سبيل المثال ، تُستخدم كبريتات الباريوم (الاسم الطبي "عصيدة الباريت") في تشخيص الأشعة السينية. كبريتات الكالسيوم على شكل هيدرات بلورية عبارة عن جبس موجود في الطبيعة. يتم استخدامه في الطب ، والبناء ، وختم القوالب.
الفوسفور من معادن الأرض القلوية
هذه المواد معروفة منذ العصور الوسطى. في السابق ، كانوا يطلق عليهم الفوسفور. لا يزال هذا الاسم يحدث حتى اليوم. هذه المركبات بطبيعتها هي كبريتيدات المغنيسيوم والسترونشيوم والباريوم والكالسيوم.
من خلال معالجة معينة ، يمكنهم إظهار خصائص الفسفور ، والتوهج جميل جدًا ، من الأحمر إلى اللون الأرجواني الفاتح. يستخدم هذا في صناعة لافتات الطرق وسترات العمل وأشياء أخرى.
مركبات معقدة
المواد التي تحتوي على عنصرين مختلفين أو أكثر ذات طبيعة معدنية هي مركبات معقدة من المعادن. غالبًا ما تكون سوائل بألوان جميلة ومتعددة الألوان. يستخدم في الكيمياء التحليلية للتقدير النوعي للأيونات.
هذه المواد قادرة على تشكيل ليس فقط المعادن الأرضية القلوية والقلوية ، ولكن أيضًا جميع المعادن الأخرى. هناك المجمعات المائية ، والمجمعات المائية وغيرها.
تتعلق بعدد العناصر s. يعد إلكترون الطبقة الإلكترونية الخارجية لذرة فلز قلوي ، مقارنة بالعناصر الأخرى لنفس الفترة ، الأبعد عن النواة ، أي أن نصف قطر ذرة المعدن القلوي هو الأكبر مقارنة بنصف قطر ذرات العناصر الأخرى من نفس الفترة. حق
|
عنصر |
الشحنة الأساسية |
عدد الإلكترونات في مستويات الطاقة |
نصف قطر الذرة |
||||||
|
ك |
إل |
م |
ن |
ا |
ص |
س |
|||
|
1,57 1,86 2,36 2,43 2,62 |
|||||||||
بهذا ، ينفصل إلكترون التكافؤ للطبقة الخارجية لذرات الفلزات القلوية بسهولة ، مما يحولها إلى أيونات موجبة منفردة الشحنة. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن مركبات الفلزات القلوية مع العناصر الأخرى تُبنى وفقًا لنوع الرابطة الأيونية.
في تفاعلات الأكسدة والاختزال ، تتصرف القلويات كعوامل اختزال قوية ، وتزداد هذه القدرة من معدن إلى معدن مع زيادة شحنة النواة الذرية.
من بين المعادن ، تظهر الفلزات القلوية أعلى نشاط كيميائي. في سلسلة من الفولتية ، توجد جميع الفلزات القلوية في بداية السلسلة. إن إلكترون طبقة الإلكترون الخارجية هو إلكترون التكافؤ الوحيد ، لذا فإن الفلزات القلوية في أي مركبات أحادية التكافؤ. عادة ما تكون حالة أكسدة الفلزات القلوية +1.
الخصائص الفيزيائية للمعادن القلوية معطاة في الجدول. 19.
|
عنصر |
رقم سري |
الوزن الذري |
نقطة الانصهار ، درجة مئوية |
نقطة الغليان ، درجة مئوية |
الكثافة ، جم / سم 3 |
صلابة النطاق |
|
6,94 22,997 39,1 85,48 132,91 |
38,5 |
1336 |
0,53 0,97 0,86 1,53 |
الممثلون النموذجيون للمعادن القلوية هم الصوديوم والبوتاسيوم.
■ 26. قم بعمل وصف عام للمعادن القلوية وفقًا للخطة التالية:
أ) أوجه التشابه والاختلاف في بنية ذرات الفلزات القلوية ؛
ب) سمات سلوك الفلزات القلوية في تفاعلات الأكسدة والاختزال ؛
ج) نوع الشبكة البلورية في مركبات الفلزات القلوية ؛
د) سمات التغيرات في الخصائص الفيزيائية للمعادن حسب نصف قطر الذرة.
صوديوم
التكوين الإلكتروني لذرة الصوديوم هو ls 2 2s 2 2p 6 3s 1. هيكل طبقته الخارجية:
يوجد الصوديوم في الطبيعة فقط في شكل أملاح. ملح الصوديوم الأكثر شيوعًا هو ملح الطعام NaCl ، بالإضافة إلى معدن السيلفينيت KCl NaCl وبعض أملاح الكبريتات ، مثل ملح Glauber Na2SO4 10H2O ، الموجود بكميات كبيرة في خليج كارا-بوجاز-جول في بحر قزوين.
من الملح الشائع كلوريد الصوديوم ، يتم الحصول على معدن الصوديوم عن طريق التحليل الكهربائي لذوبان هذا الملح. يظهر مصنع التحليل الكهربائي في الشكل. 76- يتم إنزال الأقطاب الكهربائية إلى ملح مصهور. يتم فصل الأنود وفضاء الكاثود بواسطة غشاء ، والذي يعزل المكون من الصوديوم بحيث لا يحدث تفاعل عكسي. يقبل أيون الصوديوم الموجب إلكترونًا من الكاثود ويصبح ذرة صوديوم متعادلة. يتم جمع ذرات الصوديوم المحايدة عند الكاثود على شكل معدن مصهور. يمكن تمثيل العملية التي تحدث عند الكاثود بالرسم البياني التالي:
Na + + Na 0.
نظرًا لوجود قبول للإلكترونات عند الكاثود ، وأي قبول للإلكترونات بواسطة ذرة أو أيون هو اختزال ، يتم تقليل أيونات الصوديوم عند الكاثود. في القطب الموجب ، تتبرع أيونات الكلور بالإلكترونات ، أي عملية الأكسدة والإفراج عن الحر
غاز الكلور والذي يمكن تمثيله بالرسم البياني التالي:
Cl - - ه- → Cl 0
الصوديوم المعدني الناتج له لون أبيض فضي ويمكن تقطيعه بسهولة بسكين. القطع في الصوديوم ، إذا تمت مشاهدته مباشرة بعد القطع ، له بريق معدني لامع ، ولكنه يتلاشى بسرعة بسبب الأكسدة السريعة للغاية للمعدن.
أرز. 76. مخطط تركيب التحليل الكهربائي للملح المصهور. 1 - حلقة الكاثود. 2- جرس لإزالة غاز الكلور من فضاء الأنود
إذا تأكسد الصوديوم بكمية صغيرة من الأكسجين عند درجة حرارة حوالي 180 درجة ، يتم الحصول على أكسيد الصوديوم:
4Na + O2 = 2Na2O.
عند حرق الأكسجين ، يتم الحصول على بيروكسيد الصوديوم:
2Na + O2 = Na2O2.
في هذه الحالة ، يحترق الصوديوم بلهب أصفر مبهر.
بسبب الأكسدة السهلة والسريعة للصوديوم ، يتم تخزينه تحت طبقة من الكيروسين أو البارافين ، ويفضل ، لأن كمية معينة من الهواء لا تزال تذوب في الكيروسين وأكسدة الصوديوم ، على الرغم من أنها بطيئة ، لا تزال تحدث.
يمكن أن يعطي الصوديوم مركبًا بهيدروجين - هيدريد NaH ، حيث يُظهر حالة أكسدة - 1. هذا مركب شبيه بالملح ، والذي يختلف عن الهيدريدات المتطايرة لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات IV-VII بواسطة طبيعة الرابطة الكيميائية وحجم حالة الأكسدة.
يمكن أن يتفاعل الصوديوم المعدني ليس فقط مع الأكسجين والهيدروجين ، ولكن أيضًا مع العديد من المواد البسيطة والمعقدة. على سبيل المثال ، عند فرك الملاط بالكبريت ، يتفاعل الصوديوم معه بعنف ، مكونًا:
2Na + S = Na2S
يكون التفاعل مصحوبًا بمضات ، لذلك يجب إبقاء الهاون بعيدًا عن العينين ويجب لف اليد بمنشفة. للتفاعل ، يجب أخذ قطع صغيرة من الصوديوم.
يحترق الصوديوم بقوة في الكلور ليشكل كلوريد الصوديوم ، وهو أمر جيد بشكل خاص للملاحظة في أنبوب كلوريد الكالسيوم ، حيث يمر تيار من الكلور عبر الصوديوم المنصهر وعالي التسخين:
2Na + Сl2 = 2NaCl
يتفاعل الصوديوم ليس فقط مع المواد البسيطة ، ولكن أيضًا مع المواد المعقدة ، على سبيل المثال ، مع الماء ، وينتقل منه ، نظرًا لأنه معدن نشط للغاية ، فهو يقع على يسار الهيدروجين في سلسلة من الفولتية ويزيل بسهولة الأخير من ماء:
2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2
لا يمكن إطفاء المعدن القلوي المشتعل بالماء. من الأفضل أن تملأ بمسحوق رماد الصودا. في وجود الصوديوم ، يتحول لون اللهب عديم اللون لموقد الغاز إلى اللون الأصفر.
يمكن استخدام معدن الصوديوم كعامل مساعد في التخليق العضوي ، على سبيل المثال في إنتاج المطاط الصناعي من البوتادين. إنه بمثابة مادة أولية لإنتاج مركبات الصوديوم الأخرى ، مثل بيروكسيد الصوديوم.
■ 27. باستخدام معادلات التفاعل الواردة في النص للتفاعلات التي تحتوي على الصوديوم المعدني ، أثبت أنه يتصرف كعامل مختزل.
28. لماذا لا يمكن تخزين الصوديوم في الهواء؟
29. قام أحد الطلاب بغمس قطعة من الصوديوم في محلول من كبريتات النحاس ، على أمل إزاحة المعدن من الملح. بدلاً من المعدن الأحمر ، تم الحصول على راسب أزرق هلامي. صِف التفاعلات التي حدثت واكتب معادلاتها بالشكل الجزيئي والأيوني. كيف يجب تغيير ظروف التفاعل حتى يؤدي التفاعل إلى النتيجة المرجوة؟ اكتب المعادلات في الأشكال الجزيئية والكاملة والمختصرة الأيونية.
30. تم وضع 2.3 جرام من الصوديوم المعدني في وعاء به 45 مل من الماء. ما هي الصودا الكاوية التي تكونت في نهاية التفاعل.
31. ما هي الوسائل التي يمكن استخدامها لإطفاء حريق الصوديوم؟ أعط إجابة منطقية.
مركبات الأكسجين من الصوديوم. هيدروكسيد الصوديوم
مركبات الأكسجين من الصوديوم ، كما ذكرنا سابقًا ، هي أكسيد الصوديوم Na2O وبيروكسيد الصوديوم Na2O2.
أكسيد الصوديوم Na2O ليس له أهمية خاصة. يتفاعل بقوة مع الماء ، مكونًا صودا كاوية:
Na2O + H2O = 2NaOH
بيروكسيد الصوديوم Na202 مسحوق مصفر. يمكن اعتباره نوعًا من ملح بيروكسيد الهيدروجين ، لأن هيكله هو نفسه هيكل H2O2. مثل ، بيروكسيد الصوديوم هو أقوى عامل مؤكسد. تحت تأثير الماء ، فإنه يشكل قلويًا و:
Na2O2 + H2O = H2O2 + 2NaOH
يتكون أيضًا من عمل الأحماض المخففة على بيروكسيد الصوديوم:
Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4
جميع الخصائص المذكورة أعلاه لبيروكسيد الصوديوم تسمح باستخدامه لتبييض جميع المواد الممكنة.
أرز. 77. مخطط تركيب التحليل الكهربائي لمحلول كلوريد الصوديوم. 1 - الأنود 2 - الحجاب الحاجز الذي يفصل بين الأنود وفضاء الكاثود ؛ 3 - الكاثود
مركب الصوديوم المهم للغاية هو هيدروكسيد الصوديوم ، أو هيدروكسيد الصوديوم ، هيدروكسيد الصوديوم. يطلق عليه أيضًا اسم الصودا الكاوية ، أو ببساطة مادة كاوية.
للحصول على الصودا الكاوية ، يتم استخدام ملح الطعام - وهو أرخص مركب صوديوم طبيعي ، مما يعرضه للتحليل الكهربائي ، ولكن في هذه الحالة ، لا يتم استخدام ذوبان ، ولكن يتم استخدام محلول ملحي (الشكل 77). للحصول على وصف لعملية التحليل الكهربائي لمحلول كلوريد الصوديوم ، انظر الفقرة 33. في الشكل. يوضح الشكل 77 أن مسافات الأنود والكاثود مفصولة بغشاء. يتم ذلك حتى لا تتفاعل المنتجات الناتجة مع بعضها البعض ، على سبيل المثال ، Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O.
الصودا الكاوية مادة صلبة بلورية بيضاء عالية الذوبان في الماء. عندما يتم إذابة الصودا الكاوية في الماء ، يتم إطلاق كمية كبيرة من الحرارة ويكون المحلول ساخنًا جدًا. يجب تخزين الصودا الكاوية في حاويات محكمة الإغلاق لحمايتها من تغلغل بخار الماء ، حيث يمكن أن تصبح مبللة للغاية تحت تأثيرها ، وكذلك ثاني أكسيد الكربون ، الذي يمكن أن تتحول الصودا الكاوية تدريجيًا إلى كربونات الصوديوم تحت تأثيره :
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O.
الصودا الكاوية هي مادة قلوية نموذجية ، لذا فإن احتياطات العمل معها هي نفسها عند العمل مع أي قلويات أخرى.
تستخدم الصودا الكاوية في العديد من الصناعات ، على سبيل المثال ، لتنقية المنتجات البترولية ، وإنتاج الصابون من الدهون ، وفي صناعة الورق ، وفي إنتاج الألياف الصناعية والأصباغ ، وفي إنتاج الأدوية ، وما إلى ذلك (الشكل. 78).
اكتب في دفتر ملاحظات مجالات تطبيق الصودا الكاوية.
من أملاح الصوديوم ، يجب أن نلاحظ أولاً وقبل كل شيء ملح الطعام كلوريد الصوديوم ، والذي يعمل كمواد خام رئيسية لإنتاج الصودا الكاوية والصوديوم المعدني (للحصول على تفاصيل حول هذا الملح ، انظر ص 164) ، الصوديوم Na2CO3 (انظر ص. .278) ، Na2SO4 (انظر ص 224) ، NaNO3 (انظر ص 250) ، إلخ.
أرز. 78. استخدام الصودا الكاوية
■ 32. وصف طريقة لإنتاج الصودا الكاوية عن طريق التحليل الكهربائي للملح الشائع.
33. يمكن الحصول على الصودا الكاوية عن طريق عمل الجير المطفأ على كربونات الصوديوم. قم بتكوين الأشكال الجزيئية والأيونية لمعادلة هذا التفاعل ، وكذلك احسب كمية الصودا التي تحتوي على 95٪ كربونات لإنتاج 40 كجم من هيدروكسيد الصوديوم.
34. لماذا ، عندما يتم تخزين محلول الصودا الكاوية في زجاجات ذات سدادات أرضية ، فإن السدادات "تلتصق" ولا يمكن إزالتها؟ ومع ذلك ، إذا تم قلب القارورة في الماء لبعض الوقت ، فسيتم إزالة الفلين بحرية. اشرح ، من خلال إعطاء معادلات التفاعل ، نوع العمليات التي تحدث في هذه الحالة.
35. اكتب معادلات التفاعل في الصور الجزيئية والأيونية التي تميز خصائص الصودا الكاوية على أنها مادة قلوية نموذجية.
36. ما هي الاحتياطات الواجب اتخاذها عند التعامل مع الصودا الكاوية؟ ما هي إجراءات الإسعافات الأولية التي يجب توفيرها للحروق التي تحتوي على الصودا الكاوية؟
البوتاسيوم
البوتاسيوم K هو أيضًا معدن قلوي شائع إلى حد ما ، والذي يختلف عن الصوديوم في نصف قطره الذري (الفترة الرابعة) وبالتالي يكون له نشاط كيميائي أكبر من الصوديوم. التكوين الإلكتروني لذرة البوتاسيوم هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1.
هيكل طبقة الإلكترون الخارجية
البوتاسيوم معدن ناعم يقطع جيدًا بسكين. لتجنب الأكسدة ، يتم تخزينه ، مثل الصوديوم ، تحت طبقة من الكيروسين.
مع الماء ، يتفاعل البوتاسيوم بشكل أكثر عنفًا من الصوديوم ، مع تكوين القلويات وإطلاق الهيدروجين ، الذي يشتعل:
2K + 2H2O = 2KOH + H2.
عند حرقه في الأكسجين (يوصى بأخذ قطع أصغر من المعدن للحرق مقارنةً بحرق الصوديوم) ، فإنه ، مثل الصوديوم ، يحترق بشدة مع تكوين بيروكسيد البوتاسيوم.
وتجدر الإشارة إلى أن البوتاسيوم أكثر خطورة في الدورة الدموية من الصوديوم. يمكن أن يحدث انفجار قوي حتى عند قطع البوتاسيوم ، لذلك عليك التعامل معه بحذر أكبر.
هيدروكسيد البوتاسيوم ، أو البوتاس الكاوية KOH ، هو مادة بلورية بيضاء. يشبه البوتاس الكاوية من جميع النواحي الصودا الكاوية. تستخدم على نطاق واسع في صناعة الصابون ، لكن إنتاجها أغلى إلى حد ما ، لذلك لا تجد تطبيقًا مثل هيدروكسيد الصوديوم.
يجب ملاحظة أملاح البوتاسيوم بشكل خاص ، حيث يستخدم بعضها على نطاق واسع كسماد. هذه هي كلوريد البوتاسيوم KCl ، نترات البوتاسيوم KNO3 ، وهو أيضًا سماد نيتروجين.
■ 37. كيف نفسر حقيقة أن البوتاس الكاوية أكثر نشاطًا كيميائيًا من الصودا الكاوية؟
38. تم غمس قطعة من البوتاسيوم في جهاز تبلور بالماء. بعد انتهاء التفاعل ، تم وضع بعض الزنك هناك على شكل راسب هلامي أبيض. اختفى الراسب ، وعندما تم اختبار المحلول مع الفينول فثالين ، تحول الأخير إلى قرمزي. ما هي العمليات الكيميائية التي حدثت هنا؟
34
الفلزات القلوية
تشمل الفلزات القلوية عناصر المجموعة الأولى ، المجموعة الفرعية الرئيسية: الليثيوم ، الصوديوم ، البوتاسيوم ، الروبيديوم ، السيزيوم ، الفرانسيوم.يكمن فىطبيعة
Na-2.64٪ (بالكتلة) ، K-2.5٪ (بالكتلة) ، Li ، Rb ، Cs - أقل بكثير ، Fr - عنصر تم الحصول عليه صناعياً
لي
Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 - سبودومين
نا
كلوريد الصوديوم - ملح الطعام (ملح صخري) ، هالايت
Na 2 SO 4 10H 2 O - ملح جلوبر (ميرابيليت)
NaNO 3 - الملح الصخري التشيلي
Na 3 AlF6 - كريوليت
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - البورق
ك
بوكل كلوريد الصوديوم - سيلفينيت
KCl MgCl 2 6H 2 O - كارناليت
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 - الفلسبار (أورثوكلاز)
خصائص المعادن القلوية
مع زيادة العدد الذري ، يزداد نصف القطر الذري ، وتزداد القدرة على التبرع بإلكترونات التكافؤ ، ويزداد نشاط الاختزال:
الخصائص الفيزيائية
نقاط انصهار منخفضة ، كثافة منخفضة ، ناعمة ، مقطوعة بسكين.
الخواص الكيميائية
معادن نموذجية ، عوامل اختزال قوية للغاية. في المركبات ، تظهر حالة أكسدة مفردة +1. تزداد قوة الاختزال مع زيادة الكتلة الذرية. جميع المركبات أيونية بطبيعتها ، وكلها تقريبًا قابلة للذوبان في الماء. هيدروكسيدات R-OH عبارة عن قلويات تزداد قوتها بزيادة الكتلة الذرية للمعدن.
تشتعل في الهواء مع تسخين معتدل. مع الهيدروجين تشكل هيدرات تشبه الملح. غالبًا ما تكون منتجات الاحتراق عبارة عن بيروكسيدات.
تزداد قدرة الاختزال في السلسلة Li – Na – K – Rb – Cs
1. تتفاعل بنشاط مع الماء:
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. التفاعل مع الأحماض:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2
3. التفاعل مع الأكسجين:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (أكسيد الليثيوم)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (بيروكسيد الصوديوم)
K + O 2 → KO 2 (فوق أكسيد البوتاسيوم)
تتأكسد المعادن القلوية في الهواء على الفور. لذلك ، يتم تخزينها تحت طبقة من المذيبات العضوية (الكيروسين ، إلخ).
4. في التفاعلات مع غير الفلزات الأخرى ، تتشكل المركبات الثنائية:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (هاليدات)
2Na + S → Na 2 S (كبريتيدات)
2Na + H 2 → 2NaH (هيدرات)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (نيتريد)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (كربيد)
5. رد الفعل النوعي على الكاتيونات الفلزية القلوية هو تلوين اللهب بالألوان التالية:
Li + - أحمر قرمزي
Na + - أصفر
K + و Rb + و Cs + - بنفسجي
إيصال
لأن الفلزات القلوية هي أقوى عوامل الاختزال ، ويمكن استعادتها من المركبات فقط عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة:
2NaCl = 2Na + Cl 2
تطبيق الفلزات القلوية
سبائك الليثيوم الحاملة ، محفز
الصوديوم - مصابيح تصريف الغاز ، المبرد في المفاعلات النووية
الروبيديوم - عمل بحثي
السيزيوم - الخلايا الضوئية
أكاسيد الفلزات القلوية والبيروكسيدات والأكسيدات الفائقة
إيصال
ينتج عن أكسدة المعدن أكسيد الليثيوم فقط
4Li + O 2 → 2Li 2 O
(في حالات أخرى ، يتم الحصول على البيروكسيدات أو الأكسيدات الفائقة).
يتم الحصول على جميع الأكاسيد (باستثناء Li 2 O) عن طريق تسخين خليط من بيروكسيد (أو فوق أكسيد) مع فائض من المعدن:
Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
تشمل المعادن القلوية معادن المجموعة IA في الجدول الدوري لـ D.I. مندليف - الليثيوم (Li) والصوديوم (Na) والبوتاسيوم (K) والروبيديوم (Rb) والسيزيوم (Cs) والفرانسيوم (Fr). يحتوي مستوى الطاقة الخارجية للمعادن القلوية على إلكترون تكافؤ واحد. التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجية للمعادن القلوية هو ns 1. تظهر في مركباتها حالة أكسدة واحدة تساوي +1. في الإجمالي ، يقومون باختزال العوامل ، أي تبرع بإلكترون.
الخصائص الفيزيائية للمعادن القلوية
جميع المعادن القلوية خفيفة (ذات كثافة منخفضة) ولينة جدًا (باستثناء Li ، يمكن قطعها بسهولة بسكين ويمكن دحرجتها إلى رقائق معدنية) ، ولها نقاط غليان وانصهار منخفضة (مع زيادة شحنة نواة ذرة فلز قلوي ، تنخفض نقطة الانصهار).
في الحالة الحرة ، Li و Na و K و Rb هي معادن فضية بيضاء ، Cs معدن أصفر ذهبي.
يتم تخزين الفلزات القلوية في أمبولات محكمة الغلق تحت طبقة من الكيروسين أو زيت الفازلين ، لأنها شديدة التفاعل.
تتميز المعادن القلوية بموصلية حرارية وكهربائية عالية ، ويرجع ذلك إلى وجود رابطة معدنية وشبكة بلورية متمركزة حول الجسم
الحصول على المعادن القلوية
يمكن الحصول على جميع المعادن القلوية عن طريق التحليل الكهربائي لذوبان أملاحها ، ومع ذلك ، في الممارسة العملية ، يتم الحصول على Li و Na فقط بهذه الطريقة ، والتي ترتبط بالنشاط الكيميائي العالي لـ K ، Rb ، Cs:
2LiCl = 2Li + Cl 2
2NaCl = 2Na + Cl 2
يمكن الحصول على أي معدن قلوي عن طريق تقليل الهاليد المقابل (كلوريد أو بروميد) ، باستخدام Ca أو Mg أو Si كعوامل اختزال. تجرى التفاعلات تحت حرارة (600-900 درجة مئوية) وتحت تفريغ. معادلة الحصول على الفلزات القلوية بهذه الطريقة بشكل عام:
2MeCl + Ca \ u003d 2Me + CaCl 2 ،
حيث أنا معدن.
طريقة معروفة لإنتاج الليثيوم من أكسيده. يتم إجراء التفاعل عند تسخينه إلى 300 درجة مئوية وفي ظل تفريغ:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
يمكن الحصول على البوتاسيوم عن طريق التفاعل بين هيدروكسيد البوتاسيوم المنصهر والصوديوم السائل. يتم إجراء التفاعل عند التسخين إلى 440 درجة مئوية:
KOH + Na = K + NaOH
الخواص الكيميائية للمعادن القلوية
تتفاعل جميع المعادن القلوية بنشاط مع هيدروكسيدات تشكيل الماء. بسبب النشاط الكيميائي العالي للمعادن القلوية ، قد يكون تفاعل التفاعل مع الماء مصحوبًا بانفجار. يتفاعل الليثيوم بشكل أكثر هدوءًا مع الماء. معادلة التفاعل بشكل عام:
2Me + H 2 O \ u003d 2MeOH + H 2
حيث أنا معدن.
تتفاعل الفلزات القلوية مع الأكسجين الجوي لتكوين عدد من المركبات المختلفة - أكاسيد (Li) ، بيروكسيدات (Na) ، أكاسيد فائقة (K ، Rb ، Cs):
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Na + O 2 \ u003d Na 2 O 2
جميع المعادن القلوية ، عند تسخينها ، تتفاعل مع غير المعادن (الهالوجينات ، النيتروجين ، الكبريت ، الفوسفور ، الهيدروجين ، إلخ). على سبيل المثال:
2Na + Cl 2 \ u003d 2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Li + 2C \ u003d Li 2 C 2
2Na + H2 = 2NaH
المعادن القلوية قادرة على التفاعل مع المواد المعقدة (محاليل الأحماض والأمونيا والأملاح). لذلك ، عندما تتفاعل الفلزات القلوية مع الأمونيا ، تتشكل الأميدات:
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
يحدث تفاعل الفلزات القلوية مع الأملاح وفقًا للمبدأ التالي - فهي تزيح المعادن الأقل نشاطًا (انظر سلسلة نشاط المعادن) من أملاحها:
3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al
إن تفاعل الفلزات القلوية مع الأحماض غامض ، لأنه خلال مثل هذه التفاعلات سيتفاعل المعدن مبدئيًا مع ماء المحلول الحمضي ، والقلويات المتكونة نتيجة لهذا التفاعل سوف تتفاعل مع الحمض.
تتفاعل الفلزات القلوية مع المواد العضوية مثل الكحولات والفينولات والأحماض الكربوكسيلية:
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
2Na + 2CH 3 COOH = 2CH 3 COONa + H 2
ردود الفعل النوعية
رد الفعل النوعي للمعادن القلوية هو تلوين اللهب بواسطة كاتيوناتها: Li + يلون لهب أحمر ، Na + أصفر ، و K + ، Rb + ، Cs + بنفسجي.
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
| يمارس | قم بإجراء التحولات الكيميائية Na → Na 2 O → NaOH → Na 2 SO 4 |
| حل | 4Na + O 2 → 2Na 2 O هذه هي عناصر المجموعة الأولى من النظام الدوري: الليثيوم (Li) ، الصوديوم (Na) ، البوتاسيوم (K) ، الروبيديوم (Rb) ، السيزيوم (Cs) ، الفرانسيوم (Fr) ؛ لينة جدا ، مطيلة ، منصهر وخفيفة ، وعادة ما تكون بيضاء فضية ؛ نشط جدا كيميائيا تتفاعل بعنف مع الماء لتشكيل القلويات(من أين الاسم).
تزداد قدرة الاختزال في السلسلة –Li – Na – K – Rb –Cs. جميع مركبات الفلزات القلوية أيونية بطبيعتها. تقريبا جميع الأملاح قابلة للذوبان في الماء. نقاط انصهار منخفضة ، قيم صغيرة للكثافة ، لينة ، مقطعة بسكين بسبب نشاطها ، يتم تخزين الفلزات القلوية تحت طبقة من الكيروسين لمنع وصول الهواء والرطوبة. الليثيوم خفيف جدًا ويطفو على السطح في الكيروسين ، لذلك يتم تخزينه تحت طبقة من الفازلين. الخواص الكيميائية للمعادن القلوية1. المعادن القلوية تتفاعل بنشاط مع الماء:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 2. تفاعل الفلزات القلوية مع الأكسجين:4Li + O 2 → 2Li 2 O (أكسيد الليثيوم) 2Na + O 2 → Na 2 O 2 (بيروكسيد الصوديوم) K + O 2 → KO 2 (فوق أكسيد البوتاسيوم) تتأكسد المعادن القلوية في الهواء على الفور. لذلك ، يتم تخزينها تحت طبقة من المذيبات العضوية (الكيروسين ، إلخ). 3. في تفاعلات الفلزات القلوية مع غير الفلزات الأخرى ، تتكون المركبات الثنائية:2Li + Cl 2 → 2LiCl (هاليدات) 2Na + S → Na 2 S (كبريتيدات) 2Na + H 2 → 2NaH (هيدرات) 6Li + N 2 → 2Li 3 N (نيتريد) 2Li + 2C → Li 2 C 2 (كربيد) 4. تفاعل الفلزات القلوية مع الأحماض(نادرًا ما يتم إجراؤه ، هناك تفاعل منافس مع الماء): 2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 5. تفاعل الفلزات القلوية مع الأمونيا(يتكون أميد الصوديوم): 2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2 6 - تفاعل الفلزات القلوية مع الكحولات والفينولات التي تظهر في هذه الحالة خواصًا حمضية:2Na + 2C 2 H 5 OH \ u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2 ؛ 2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2 ؛ 7. التفاعل النوعي مع الكاتيونات الفلزية القلوية - تلوين اللهب بالألوان التالية:Li + - أحمر قرمزي Na + - أصفر K + و Rb + و Cs + - بنفسجي الحصول على المعادن القلويةمعدن الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم يستلمالتحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة (الكلوريدات) والروبيديوم والسيزيوم - تقليل الفراغ عند تسخين الكلوريد بالكالسيوم: 2CsCl + Ca \ u003d 2Cs + CaCl 2 2NaCl + CaC 2 \ u003d 2Na + CaCl 2 + 2C ؛ يتم إطلاق الفلزات القلوية النشطة في العمليات الحرارية الفراغية بسبب تقلبها العالي (تتم إزالة أبخرتها من منطقة التفاعل).
التكوين الإلكتروني لذرة الليثيوم هو 1s 2 2s 1. لديها أكبر نصف قطر ذري في الفترة الثانية ، مما يسهل فصل إلكترون التكافؤ وظهور أيون Li + بتكوين غاز خامل مستقر (الهيليوم). لذلك ، تتشكل مركباتها بنقل إلكترون من الليثيوم إلى ذرة أخرى ووجود رابطة أيونية بكمية صغيرة من التساهم. الليثيوم عنصر فلزي نموذجي. في شكل مادة ، هو معدن قلوي. وهي تختلف عن باقي أعضاء المجموعة الأولى في صغر حجمها ونشاطها الأصغر مقارنة بهم. في هذا الصدد ، يشبه عنصر المجموعة II ، المغنيسيوم ، الموجود قطريًا من Li. في المحاليل ، يتم إذابة أيون Li + بدرجة عالية ؛ إنه محاط بعدة عشرات من جزيئات الماء. الليثيوم ، من حيث طاقة الإذابة - إضافة جزيئات المذيبات ، أقرب إلى البروتون منه إلى الكاتيونات الفلزية القلوية. إن صغر حجم Li + ion والشحنة النووية العالية وإلكترونين فقط تخلق ظروفًا لظهور مجال شحنة موجب مهم إلى حد ما حول هذا الجسيم ، وبالتالي ، في المحاليل ، ينجذب إليها عدد كبير من جزيئات المذيب القطبية و رقم تنسيقه كبير ، المعدن قادر على تكوين عدد كبير من مركبات الليثيوم العضوية. يبدأ الصوديوم في الفترة الثالثة ، لذا فهو يحتوي على 1e فقط على المستوى الخارجي - , تحتل المدار 3s. نصف قطر ذرة Na هو الأكبر في الفترة الثالثة. تحدد هاتان الميزتان طبيعة العنصر. تكوينه الإلكتروني هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . حالة الأكسدة الوحيدة للصوديوم هي +1. سلبيتها الكهربية صغيرة جدًا ، لذلك ، يوجد الصوديوم في المركبات فقط في شكل أيون موجب الشحنة ويعطي الرابطة الكيميائية طابعًا أيونيًا. حجم أيون الصوديوم أكبر بكثير من Li + ، وحله ليس كبيرًا. ومع ذلك ، فإنه لا يوجد في شكل حر في الحل. ترتبط الأهمية الفسيولوجية لأيونات K + و Na + بقدرتها على الامتصاص المختلفة على سطح المكونات التي تشكل قشرة الأرض. يتم امتصاص مركبات الصوديوم بشكل طفيف فقط ، بينما يتم الاحتفاظ بمركبات البوتاسيوم بقوة بواسطة الطين والمواد الأخرى. تعتبر أغشية الخلايا ، كونها واجهة بيئة الخلية ، قابلة للاختراق لأيونات K + ، ونتيجة لذلك يكون التركيز داخل الخلايا لـ K أعلى بكثير من تركيز أيونات الصوديوم. في الوقت نفسه ، يتجاوز تركيز الصوديوم في بلازما الدم محتوى البوتاسيوم فيها. يرتبط هذا الظرف بظهور الغشاء المحتمل للخلايا. أيونات K + و Na + - أحد المكونات الرئيسية لمرحلة السائل في الجسم. يتم تحديد نسبتها مع أيونات Ca 2+ بدقة ، ويؤدي انتهاكها إلى علم الأمراض. إدخال أيونات الصوديوم في الجسم ليس له تأثير ضار ملحوظ. تعتبر الزيادة في محتوى أيونات K + ضارة ، ولكن في ظل الظروف العادية ، لا تصل الزيادة في تركيزها أبدًا إلى قيم خطيرة. لم يتم بعد دراسة تأثير أيونات Rb + و Cs + و Li + بشكل كافٍ. من بين الآفات المختلفة المرتبطة باستخدام المركبات المعدنية القلوية ، فإن الحروق بمحلول الهيدروكسيد هي الأكثر شيوعًا. يرتبط عمل القلويات بتفكك بروتينات الجلد فيها وتشكيل الألبومينات القلوية. يتم إطلاق القلويات مرة أخرى نتيجة لتحللها المائي ويعمل على الطبقات العميقة من الجسم ، مما يتسبب في ظهور القرح. تصبح الأظافر تحت تأثير القلويات باهتة وهشة. إن تلف العين ، حتى مع وجود محاليل قلوية مخففة للغاية ، لا يصاحبه تدمير سطحي فحسب ، بل أيضًا انتهاكات لأجزاء أعمق من العين (القزحية) ويؤدي إلى العمى. أثناء التحلل المائي للأميدات الفلزية القلوية ، تتشكل القلويات والأمونيا في وقت واحد ، مما يتسبب في التهاب القصبات الهوائية من النوع الليفي والالتهاب الرئوي. تم الحصول على البوتاسيوم بواسطة G.Devy بشكل متزامن تقريبًا مع الصوديوم في عام 1807 أثناء التحليل الكهربائي لهيدروكسيد البوتاسيوم الرطب. من اسم هذا المركب - "البوتاس الكاوية" وحصل العنصر على اسمه. تختلف خصائص البوتاسيوم بشكل ملحوظ عن خواص الصوديوم بسبب الاختلاف في نصف قطر ذراتها وأيوناتها. في مركبات البوتاسيوم ، تكون الرابطة أكثر أيونية ، وفي شكل K + أيون ، يكون لها تأثير استقطاب أقل من الصوديوم ، نظرًا لحجمها الكبير. يتكون الخليط الطبيعي من ثلاثة نظائر 39 ك ، 40 ك ، 41 ك. إحداها 40 ك ‑ مشعة وترتبط نسبة معينة من النشاط الإشعاعي للمعادن والتربة بوجود هذا النظير. عمر النصف طويل - 1.32 مليار سنة. إن تحديد وجود البوتاسيوم في العينة أمر سهل للغاية: حيث تعمل أبخرة المعدن ومركباته على تحويل اللهب إلى اللون الأرجواني والأحمر. طيف العنصر بسيط للغاية ويثبت وجود 1e - على مدار 4s. كانت دراسة ذلك بمثابة أحد الأسس لإيجاد أنماط عامة في بنية الأطياف. في عام 1861 اكتشف روبرت بنسن عنصرًا جديدًا أثناء دراسة ملح الينابيع المعدنية عن طريق التحليل الطيفي. تم إثبات وجوده من خلال خطوط حمراء داكنة في الطيف ، والتي لم تعطها العناصر الأخرى. من خلال لون هذه الخطوط ، تم تسمية العنصر روبيديوم (روبيديوس-أحمر غامق). في عام 1863 ، حصل R.Bunsen على هذا المعدن في شكله النقي عن طريق تقليل طرطرات الروبيديوم (ملح الجير) بالسخام. سمة العنصر هي استثارة طفيفة لذراته. يظهر انبعاث الإلكترون منه تحت تأثير الأشعة الحمراء للطيف المرئي. هذا يرجع إلى اختلاف بسيط في طاقات المدارات الذرية 4d و 5s. من بين جميع العناصر القلوية ذات النظائر المستقرة ، يحتوي الروبيديوم (مثل السيزيوم) على واحد من أكبر نصف قطر ذري وإمكانية تأين منخفضة. تحدد هذه المعلمات طبيعة العنصر: إيجابية كهربائية عالية ، نشاط كيميائي شديد ، نقطة انصهار منخفضة (39 درجة مئوية) ومقاومة منخفضة للتأثيرات الخارجية. يرتبط اكتشاف السيزيوم ، مثل اكتشاف الروبيديوم ، بالتحليل الطيفي. في عام 1860 ، اكتشف ر. ومن هنا جاء اسم "caesius" (caesius) ، وهو ما يعني السماء الزرقاء. إنه العنصر الأخير في المجموعة الفرعية المعدنية القلوية التي لا تزال موجودة بكميات قابلة للقياس. يحدد نصف القطر الذري الأكبر وأصغر جهود التأين الأولى طبيعة وسلوك هذا العنصر. لها موجبة كهربائية واضحة وخصائص معدنية واضحة. تؤدي الرغبة في التبرع بالإلكترون 6S الخارجي إلى حقيقة أن جميع ردود أفعاله تسير بعنف شديد. اختلاف بسيط في طاقات المدارات الذرية 5d و 6 s هو المسؤول عن استثارة الذرات الطفيفة. يتم ملاحظة الانبعاث الإلكتروني للسيزيوم تحت تأثير الأشعة تحت الحمراء غير المرئية (الحرارية). تحدد ميزة التركيب الذري هذه الموصلية الكهربائية الجيدة للتيار. كل هذا يجعل السيزيوم لا غنى عنه في الأجهزة الإلكترونية. في الآونة الأخيرة ، تم إيلاء المزيد والمزيد من الاهتمام لبلازما السيزيوم كوقود للمستقبل وفيما يتعلق بحل مشكلة الاندماج النووي الحراري. في الهواء ، يتفاعل الليثيوم بنشاط ليس فقط مع الأكسجين ، ولكن أيضًا مع النيتروجين وهو مغطى بغشاء يتكون من Li 3 N (حتى 75٪) و Li 2 O. وتشكل المعادن القلوية المتبقية بيروكسيدات (Na 2 O 2) و الأكاسيد الفائقة (K 2 O 4 أو KO 2). المواد التالية تتفاعل مع الماء: Li 3 N + 3 H 2 O \ u003d 3 LiOH + NH 3 ؛ Na 2 O 2 + 2 H 2 O \ u003d 2 NaOH + H 2 O 2 ؛ K 2 O 4 + 2 H 2 O \ u003d 2 KOH + H 2 O 2 + O 2. لتجديد الهواء في الغواصات وسفن الفضاء ، في أقنعة الغاز العازلة وأجهزة التنفس للسباحين القتاليين (مخربين الغواصات) ، تم استخدام خليط من "oxon": Na 2 O 2 + CO 2 \ u003d Na 2 CO 3 + 0.5 O 2 ؛ K 2 O 4 + CO 2 \ u003d K 2 CO 3 + 1.5 O 2. هذا هو الملء القياسي حاليًا لخراطيش التجديد لعزل الأقنعة الغازية لرجال الإطفاء. يستخدم هيدريد الليثيوم كعامل اختزال قوي. هيدروكسيداتتتسبب المعادن القلوية في تآكل أطباق الزجاج والخزف ، ولا يمكن تسخينها في أطباق الكوارتز: SiO 2 + 2NaOH \ u003d Na 2 SiO 3 + H 2 O. لا تنفصل هيدروكسيدات الصوديوم والبوتاسيوم الماء عند تسخينها حتى درجة الغليان (أكثر من 1300 درجة مئوية). تسمى بعض مركبات الصوديوم مشروب غازي: أ) رماد الصودا أو الصودا اللامائية أو صودا الغسيل أو الصودا فقط - كربونات الصوديوم Na 2 CO 3 ؛ |
جميع المعادن القلوية نشطة للغاية ، وتظهر خواصًا مختزلة في جميع التفاعلات الكيميائية ، وتتخلى عن إلكترون التكافؤ الوحيد ، وتتحول إلى كاتيون موجب الشحنة ، وتظهر حالة أكسدة واحدة +1.
