De todo el sistema periódico, la mayoría de los elementos representan un grupo de metales. anfóteros, transitorios, radiactivos: hay muchos de ellos. Todos los metales juegan un papel muy importante no solo en la naturaleza y la vida biológica humana, sino también en varias industrias. No es de extrañar que el siglo XX se llamara "Hierro".
Metales: características generales
Todos los metales comparten propiedades químicas y físicas comunes que los hacen fáciles de distinguir de los no metales. Así, por ejemplo, la estructura de la red cristalina les permite ser:
- conductores de corriente eléctrica;
- buenos conductores de calor;
- maleable y plástico;
- fuerte y brillante.
Por supuesto, hay diferencias entre ellos. Algunos metales brillan con un color plateado, otros con un blanco más mate y otros con rojo y amarillo en general. También hay diferencias en términos de conductividad térmica y eléctrica. Sin embargo, de todos modos, estos parámetros son comunes a todos los metales, mientras que los no metales tienen más diferencias que similitudes.
Por naturaleza química, todos los metales son agentes reductores. Dependiendo de las condiciones de reacción y de las sustancias específicas, también pueden actuar como agentes oxidantes, pero en raras ocasiones. Capaz de formar numerosas sustancias. Los compuestos químicos de los metales se encuentran en la naturaleza en grandes cantidades en la composición de minerales o minerales, minerales y otras rocas. El grado es siempre positivo, puede ser constante (aluminio, sodio, calcio) o variable (cromo, hierro, cobre, manganeso).
Muchos de ellos son ampliamente utilizados como materiales de construcción y se utilizan en diversas ramas de la ciencia y la tecnología.
compuestos quimicos de metales
Entre estos, deben mencionarse varias clases principales de sustancias, que son productos de la interacción de los metales con otros elementos y sustancias.
- Óxidos, hidruros, nitruros, siliciuros, fosfuros, ozónidos, carburos, sulfuros y otros: compuestos binarios con no metales, con mayor frecuencia pertenecen a la clase de sales (excepto óxidos).
- Hidróxidos: la fórmula general es Me + x (OH) x.
- Sal. Compuestos de metales con residuos ácidos. Puede ser diferente:
- medio;
- agrio;
- doble;
- básico;
- complejo.
4. Compuestos de metales con sustancias orgánicas - estructuras organometálicas.
5. Compuestos de metales entre sí: aleaciones, que se obtienen de diferentes maneras.
Opciones de conexión metálica
Las sustancias que pueden contener dos o más metales diferentes al mismo tiempo se dividen en:
- aleaciones;
- sales dobles;
- compuestos complejos;
- intermetálicos.
Los métodos para conectar metales entre sí también varían. Por ejemplo, para obtener aleaciones se utiliza el método de fusión, mezcla y solidificación del producto resultante.
Los compuestos intermetálicos se forman como resultado de reacciones químicas directas entre metales, que a menudo ocurren con una explosión (por ejemplo, zinc y níquel). Dichos procesos requieren condiciones especiales: muy alta temperatura, presión, vacío, falta de oxígeno y otras.
La soda, la sal, la sosa cáustica son todos compuestos de metales alcalinos que se encuentran en la naturaleza. Existen en su forma pura, formando depósitos, o son parte de los productos de combustión de ciertas sustancias. A veces se obtienen en el laboratorio. Pero estas sustancias son siempre importantes y valiosas, ya que rodean a una persona y forman su vida.
Los compuestos de metales alcalinos y sus usos no se limitan al sodio. También son comunes y populares en los sectores de la economía sales como:
- cloruro de potasio;
- (nitrato de potasio);
- Carbonato de potasio;
- sulfato.
Todos ellos son valiosos fertilizantes minerales utilizados en la agricultura.
Metales alcalinotérreos - compuestos y sus aplicaciones
Esta categoría incluye elementos del segundo grupo del subgrupo principal del sistema de elementos químicos. Su estado de oxidación permanente es +2. Estos son agentes reductores activos que entran fácilmente en reacciones químicas con la mayoría de los compuestos y sustancias simples. Mostrar todas las propiedades típicas de los metales: brillo, ductilidad, conductividad térmica y eléctrica.
Los más importantes y comunes son el magnesio y el calcio. El berilio es anfótero, mientras que el bario y el radio son elementos raros. Todos ellos son capaces de formar los siguientes tipos de conexiones:
- intermetálico;
- óxidos;
- hidruros;
- sales binarias (compuestos con no metales);
- hidróxidos;
- sales (dobles, complejas, ácidas, básicas, medias).
Considere los compuestos más importantes desde un punto de vista práctico y sus aplicaciones.
Sales de magnesio y calcio
Dichos compuestos de metales alcalinotérreos como las sales son importantes para los organismos vivos. Después de todo, las sales de calcio son la fuente de este elemento en el cuerpo. Y sin él, la formación normal del esqueleto, los dientes, los cuernos en los animales, las pezuñas, el pelo y el pelaje, etc., es imposible.
Entonces, la sal más común del calcio de metal alcalinotérreo es el carbonato. Sus otros nombres son:
- mármol;
- caliza;
- dolomita.
Se utiliza no solo como proveedor de iones de calcio para un organismo vivo, sino también como material de construcción, materia prima para industrias químicas, en la industria cosmética, del vidrio, etc.
Los compuestos de metales alcalinotérreos como los sulfatos también son importantes. Por ejemplo, el sulfato de bario (nombre médico "gachas de barita") se usa en diagnósticos de rayos X. El sulfato de calcio en forma de hidrato cristalino es un yeso que se encuentra en la naturaleza. Se utiliza en medicina, construcción, estampación de moldes.
Fósforo de metales alcalinotérreos
Estas sustancias se conocen desde la Edad Media. Anteriormente, se llamaban fósforos. Este nombre todavía ocurre hoy. Por su naturaleza, estos compuestos son sulfuros de magnesio, estroncio, bario, calcio.
Con cierto procesamiento, pueden exhibir propiedades fosforescentes y el brillo es muy hermoso, de rojo a púrpura brillante. Esto se utiliza en la fabricación de señales de tráfico, ropa de trabajo y otras cosas.
compuestos complejos
Las sustancias que incluyen dos o más elementos diferentes de naturaleza metálica son compuestos complejos de metales. La mayoría de las veces son líquidos con colores hermosos y multicolores. Utilizado en química analítica para la determinación cualitativa de iones.
Tales sustancias son capaces de formar no solo metales alcalinos y alcalinotérreos, sino también todos los demás. Hay hidroxocomplejos, aquacomplejos y otros.
Relacionar con el número de elementos s. El electrón de la capa externa de electrones de un átomo de metal alcalino, en comparación con otros elementos del mismo período, es el más alejado del núcleo, es decir, el radio del átomo de metal alcalino es el más grande en comparación con los radios de los átomos de otros elementos. del mismo periodo. Pendiente
|
Elemento |
Depósito |
Número de electrones en los niveles de energía |
Radio del átomo |
||||||
|
k |
L |
METRO |
norte |
O |
PAG |
q |
|||
|
1,57 1,86 2,36 2,43 2,62 |
|||||||||
con esto, el electrón de valencia de la capa exterior de los átomos de metales alcalinos se rompe fácilmente, convirtiéndolos en iones de carga única positivos. Esto se debe a que los compuestos de los metales alcalinos con otros elementos se construyen según el tipo de enlace iónico.
En las reacciones redox, los álcalis se comportan como fuertes agentes reductores, y esta capacidad aumenta de metal a metal con el aumento de la carga del núcleo atómico.
Entre los metales, los metales alcalinos exhiben la mayor actividad química. En una serie de voltajes, todos los metales alcalinos se ubican al comienzo de la serie. El electrón de la capa externa de electrones es el único electrón de valencia, por lo que los metales alcalinos en cualquier compuesto son univalentes. El estado de oxidación de los metales alcalinos suele ser +1.
Las propiedades físicas de los metales alcalinos se dan en la tabla. 19
|
Elemento |
Número de serie |
Peso atomico |
Punto de fusión, °С |
Punto de ebullición, °C |
Densidad, g/cm3 |
Escala de dureza |
|
6,94 22,997 39,1 85,48 132,91 |
38,5 |
1336 |
0,53 0,97 0,86 1,53 |
Los representantes típicos de los metales alcalinos son el sodio y el potasio.
■ 26. Haz una descripción general de los metales alcalinos según el siguiente plan:
a) similitudes y diferencias en la estructura de los átomos de metales alcalinos;
b) características del comportamiento de los metales alcalinos en reacciones redox;
c) tipo de red cristalina en compuestos de metales alcalinos;
d) características de los cambios en las propiedades físicas de los metales en función del radio del átomo.
Sodio
La configuración electrónica del átomo de sodio es ls 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Estructura de su capa exterior:
El sodio se encuentra en la naturaleza solo en forma de sales. La sal de sodio más común es la sal común NaCl, así como el mineral silvinita KCl NaCl y algunas sales de sulfato, como la sal de Glauber Na2SO4 · 10H2O, que se encuentra en grandes cantidades en la bahía Kara-Bogaz-Gol del Mar Caspio.
A partir de la sal común NaCl, se obtiene sodio metálico por electrólisis de una masa fundida de esta sal. La planta de electrólisis se muestra en la fig. 76. Los electrodos se sumergen en sal fundida. El espacio del ánodo y el cátodo está separado por un diafragma, que aísla el formado del sodio para que no ocurra una reacción inversa. Un ion de sodio positivo acepta un electrón del cátodo y se convierte en un átomo de sodio neutro. Los átomos de sodio neutro se recogen en el cátodo en forma de metal fundido. El proceso que ocurre en el cátodo se puede representar mediante el siguiente diagrama:
Na + + Na 0 .
Dado que hay una aceptación de electrones en el cátodo, y cualquier aceptación de electrones por parte de un átomo o ion es una reducción, los iones de sodio en el cátodo se reducen. En el ánodo, los iones de cloro donan electrones, es decir, el proceso de oxidación y la liberación de libre
cloro gaseoso, que se puede representar mediante el siguiente diagrama:
cl — — mi— → Cl 0
El sodio metálico resultante tiene un color blanco plateado y se corta fácilmente con un cuchillo. El corte en sodio, si se ve inmediatamente después del corte, tiene un brillo metálico brillante, pero se empaña rápidamente debido a la oxidación extremadamente rápida del metal.
Arroz. 76. Esquema de la instalación para la electrólisis de sales fundidas. 1 - cátodo de anillo; 2 - campana para eliminar el cloro gaseoso del espacio del ánodo
Si el sodio se oxida en una pequeña cantidad de oxígeno a una temperatura de unos 180 °, se obtiene óxido de sodio:
4Na + O2 = 2Na2O.
Cuando se quema en oxígeno, se obtiene peróxido de sodio:
2Na + O2 = Na2O2.
En este caso, el sodio arde con una llama amarilla deslumbrante.
Debido a la oxidación fácil y rápida del sodio, se almacena bajo una capa de queroseno o parafina, y es preferible, ya que una cierta cantidad de aire todavía se disuelve en el queroseno y la oxidación del sodio, aunque lentamente, aún se produce.
El sodio puede dar un compuesto con hidruro de hidrógeno - NaH, en el que exhibe un estado de oxidación de - 1. Este es un compuesto similar a una sal, que difiere de los hidruros volátiles de los elementos de los principales subgrupos de los grupos IV-VII por el naturaleza del enlace químico y la magnitud del estado de oxidación.
El sodio metálico puede reaccionar no solo con oxígeno e hidrógeno, sino también con muchas sustancias simples y complejas. Por ejemplo, al frotar un mortero con azufre, el sodio reacciona violentamente con él, formando:
2Na + S = Na2S
La reacción va acompañada de destellos, por lo que se debe mantener el mortero alejado de los ojos y envolver la mano en una toalla. Para la reacción, se deben tomar pequeños trozos de sodio.
El sodio se quema vigorosamente en cloro para formar cloruro de sodio, lo cual es especialmente bueno para observar en un tubo de cloruro de calcio, en el que una corriente de cloro pasa a través de sodio fundido y altamente calentado:
2Na + Сl2 = 2NaCl
El sodio reacciona no solo con sustancias simples, sino también con sustancias complejas, por ejemplo, con agua, desplazándose de ella, ya que es un metal muy activo, está muy a la izquierda del hidrógeno en una serie de voltajes y desplaza fácilmente a este último de agua:
2Na + 2N2O = 2NaOH + H2
El metal alcalino encendido no se puede extinguir con agua. Lo mejor es llenarlo con polvo de ceniza de soda. En presencia de sodio, la llama incolora de un quemador de gas se vuelve amarilla.
El sodio metálico se puede utilizar como catalizador en la síntesis orgánica, por ejemplo, en la producción de caucho sintético a partir de butadieno. Sirve como material de partida para la producción de otros compuestos de sodio, como el peróxido de sodio.
■ 27. Usando las ecuaciones de reacción dadas en el texto para reacciones que involucran sodio metálico, demuestre que se comporta como un agente reductor.
28. ¿Por qué no se puede almacenar sodio en el aire?
29. Un estudiante sumergió un trozo de sodio en una solución de sulfato de cobre, con la esperanza de desplazar el metal de la sal. En lugar de metal rojo, se obtuvo un precipitado azul gelatinoso. Describe las reacciones que han tenido lugar y escribe sus ecuaciones en forma molecular e iónica. ¿Cómo deben cambiarse las condiciones de reacción para que la reacción conduzca al resultado deseado? Escriba las ecuaciones en formas moleculares, iónicas completas y abreviadas.
30. Se colocaron 2,3 g de sodio metálico en un recipiente con 45 ml de agua. ¿Cuál es la soda cáustica que se forma al final de la reacción?
31. ¿Qué medios se pueden utilizar para extinguir un incendio de sodio? Da una respuesta razonada.
Compuestos de oxígeno de sodio. Hidróxido de sodio
Los compuestos de oxígeno del sodio, como ya se mencionó, son el óxido de sodio Na2O y el peróxido de sodio Na2O2.
El óxido de sodio Na2O no tiene especial importancia. Reacciona vigorosamente con el agua, formando sosa cáustica:
Na2O + H2O = 2NaOH
El peróxido de sodio Na2O2 es un polvo amarillento. Puede considerarse como una especie de sal de peróxido de hidrógeno, porque su estructura es la misma que la del H2O2. Como, el peróxido de sodio es el agente oxidante más fuerte. Bajo la acción del agua, forma un álcali y:
Na2O2 + H2O = H2O2 + 2NaOH
También se forma por la acción de ácidos diluidos sobre el peróxido de sodio:
Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4
Todas las propiedades anteriores del peróxido de sodio permiten que se utilice para blanquear todos los materiales posibles.
Arroz. 77. Esquema de instalación para la electrólisis de solución de cloruro de sodio. 1 - ánodo; 2 - diafragma que separa los espacios del ánodo y el cátodo; 3 - cátodo
Un compuesto de sodio muy importante es el hidróxido de sodio, o hidróxido de sodio, NaOH. También se le llama sosa cáustica, o simplemente cáustica.
Para obtener sosa cáustica, se usa sal de mesa, el compuesto de sodio natural más barato, que se somete a electrólisis, pero en este caso no se usa una masa fundida, sino una solución de sal (Fig. 77). Para una descripción del proceso de electrólisis de una solución de cloruro de sodio, ver § 33. En la fig. 77 muestra que los espacios del ánodo y el cátodo están separados por un diafragma. Esto se hace para que los productos resultantes no interactúen entre sí, por ejemplo, Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O.
La sosa cáustica es un sólido cristalino blanco, altamente soluble en agua. Cuando la soda cáustica se disuelve en agua, se libera una gran cantidad de calor y la solución está muy caliente. La soda cáustica debe almacenarse en recipientes bien cerrados para protegerla de la penetración del vapor de agua, bajo cuya acción puede humedecerse mucho, así como del dióxido de carbono, bajo cuya influencia la soda cáustica puede convertirse gradualmente en carbonato de sodio. :
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O.
La soda cáustica es un álcali típico, por lo que las precauciones para trabajar con ella son las mismas que para trabajar con cualquier otro álcali.
La soda cáustica se usa en muchas industrias, por ejemplo, para la purificación de productos derivados del petróleo, la producción de jabón a partir de grasas, en la industria del papel, en la producción de fibras y tintes artificiales, en la producción de medicamentos, etc. (Fig. 78).
Anote en un cuaderno las áreas de aplicación de la sosa cáustica.
De las sales de sodio, cabe destacar en primer lugar la sal de mesa NaCl, que sirve como materia prima principal para la producción de sosa cáustica y sodio metálico (para más detalles sobre esta sal, ver pág. 164), sosa Na2CO3 (ver pág. . 278), Na2SO4 (ver pág. . 224), NaNO3 (ver pág. 250), etc.
Arroz. 78. Uso de sosa cáustica
■ 32. Describa un método para producir sosa cáustica por electrólisis de sal común.
33. La sosa cáustica se puede obtener por la acción de la cal apagada sobre el carbonato de sodio. Componga las formas moleculares e iónicas de la ecuación para esta reacción y también calcule cuánta soda que contiene 95% de carbonato se requerirá para producir 40 kg de hidróxido de sodio.
34. ¿Por qué, cuando una solución de soda cáustica se almacena en botellas con tapones esmerilados, los tapones se “pegan” y no se pueden quitar? Sin embargo, si durante algún tiempo mantener el matraz volcado en agua, el corcho se quita con soltura. Explique, dando las ecuaciones de reacción, qué tipo de procesos tienen lugar en este caso.
35. Escriba las ecuaciones de reacción en formas moleculares e iónicas que caracterizan las propiedades de la sosa cáustica como un álcali típico.
36. ¿Qué precauciones se deben tomar cuando se trabaja con sosa cáustica? ¿Qué medidas de primeros auxilios se deben prever para las quemaduras con sosa cáustica?
Potasio
El potasio K es también un metal alcalino bastante común, que difiere del sodio en su radio atómico (cuarto período) y por lo tanto tiene mayor actividad química que el sodio. La configuración electrónica del átomo de potasio es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
La estructura de su capa externa de electrones.
El potasio es un metal blando que se corta bien con un cuchillo. Para evitar la oxidación, al igual que el sodio, se almacena bajo una capa de queroseno.
Con el agua, el potasio reacciona aún más violentamente que el sodio, con la formación de álcali y con la liberación de hidrógeno, que enciende:
2K + 2H2O = 2KOH + H2.
Cuando se quema en oxígeno (se recomienda tomar piezas de metal aún más pequeñas para quemar que para quemar sodio), al igual que el sodio, se quema muy vigorosamente con la formación de peróxido de potasio.
Cabe señalar que el potasio es mucho más peligroso en circulación que el sodio. Puede ocurrir una fuerte explosión incluso al cortar potasio, por lo que debe manejarlo con más cuidado.
El hidróxido de potasio, o potasa cáustica KOH, es una sustancia cristalina blanca. La potasa cáustica es en todos los aspectos similar a la soda cáustica. Son muy utilizados en la industria del jabón, pero su producción es algo más cara, por lo que no encuentra una aplicación como el NaOH.
Cabe destacar especialmente las sales de potasio, ya que algunas de ellas son muy utilizadas como fertilizante. Estos son cloruro de potasio KCl, nitrato de potasio KNO3, que también es un fertilizante nitrogenado.
■ 37. ¿Cómo explicar el hecho de que la potasa cáustica sea químicamente más activa que la soda cáustica?
38. Se sumergió una pieza de potasio en un cristalizador con agua. Una vez finalizada la reacción, se colocó algo de zinc en forma de un precipitado gelatinoso blanco. El precipitado desapareció y cuando se ensayó la solución con fenolftaleína, ésta se volvió carmesí. ¿Qué procesos químicos tuvieron lugar aquí?
que 34
METALES ALCALINOS
Los metales alcalinos incluyen elementos del primer grupo, el subgrupo principal: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio.Estar ennaturaleza
Na-2.64% (en masa), K-2.5% (en masa), Li, Rb, Cs - mucho menos, Fr - elemento obtenido artificialmente
li
Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 - espodumeno
N / A
NaCl - sal de mesa (sal de roca), halita
Na 2 SO 4 10H 2 O - Sal de Glauber (mirabilita)
NaNO 3 - Salitre chileno
Na 3 AlF 6 - criolita
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - bórax
k
KCl NaCl - silvinita
KCl MgCl 2 6H 2 O - carnalita
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 - feldespato (ortoclasa)
Propiedades de los metales alcalinos
A medida que aumenta el número atómico, aumenta el radio atómico, aumenta la capacidad de donar electrones de valencia y aumenta la actividad de reducción:
Propiedades físicas
Bajo punto de fusión, bajas densidades, suave, cortado a cuchillo.
Propiedades químicas
Metales típicos, agentes reductores muy fuertes. En los compuestos, exhiben un único estado de oxidación +1. El poder reductor aumenta al aumentar la masa atómica. Todos los compuestos son de naturaleza iónica, casi todos son solubles en agua. Los hidróxidos R-OH son álcalis, su fuerza aumenta con el aumento de la masa atómica del metal.
Se encienden en el aire con calentamiento moderado. Con hidrógeno forman hidruros similares a sales. Los productos de combustión suelen ser peróxidos.
La capacidad reductora aumenta en la serie Li–Na–K–Rb–Cs
1. Interactuar activamente con el agua:
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Reacción con ácidos:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
3. Reacción con oxígeno:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (óxido de litio)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (peróxido de sodio)
K + O 2 → KO 2 (superóxido de potasio)
En el aire, los metales alcalinos se oxidan instantáneamente. Por lo tanto, se almacenan bajo una capa de disolventes orgánicos (queroseno, etc.).
4. En reacciones con otros no metales, se forman compuestos binarios:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenuros)
2Na + S → Na 2 S (sulfuros)
2Na + H 2 → 2NaH (hidruros)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitruros)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (carburos)
5. Una reacción cualitativa a los cationes de metales alcalinos es la coloración de la llama en los siguientes colores:
Li + - rojo carmín
Na + - amarillo
K + , Rb + y Cs + - violeta
Recibo
Porque los metales alcalinos son los agentes reductores más fuertes, se pueden restaurar a partir de compuestos solo mediante electrólisis de sales fundidas:
2NaCl=2Na+Cl2
Aplicación de metales alcalinos.
Litio - aleaciones para cojinetes, catalizador
Sodio - lámparas de descarga de gas, refrigerante en reactores nucleares
Rubidio - trabajo de investigación
Cesio - fotocélulas
Óxidos, peróxidos y superóxidos de metales alcalinos
Recibo
La oxidación del metal produce solo óxido de litio.
4Li + O2 → 2Li2O
(en otros casos se obtienen peróxidos o superóxidos).
Todos los óxidos (excepto el Li 2 O) se obtienen calentando una mezcla de peróxido (o superóxido) con un exceso de metal:
Na 2 O 2 + 2 Na → 2 Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2O
Los metales alcalinos incluyen metales del grupo IA de la Tabla Periódica de D.I. Mendeleev - litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). El nivel de energía exterior de los metales alcalinos tiene un electrón de valencia. La configuración electrónica del nivel de energía externa de los metales alcalinos es ns 1 . En sus compuestos exhiben un único estado de oxidación igual a +1. En OVR, son agentes reductores, es decir, donar un electrón.
Propiedades físicas de los metales alcalinos.
Todos los metales alcalinos son livianos (tienen baja densidad), muy blandos (a excepción del Li, se cortan fácilmente con un cuchillo y se pueden enrollar en papel de aluminio), tienen puntos de fusión y ebullición bajos (con un aumento en la carga de el núcleo de un átomo de metal alcalino, el punto de fusión disminuye).
En estado libre, Li, Na, K y Rb son metales de color blanco plateado, Cs es un metal de color amarillo dorado.
Los metales alcalinos se almacenan en ampollas selladas bajo una capa de queroseno o aceite de vaselina, ya que son altamente reactivos.
Los metales alcalinos tienen una alta conductividad térmica y eléctrica, lo que se debe a la presencia de un enlace metálico y una red cristalina centrada en el cuerpo.
Obtención de metales alcalinos
Todos los metales alcalinos pueden obtenerse por electrólisis de la masa fundida de sus sales, sin embargo, en la práctica, solo se obtienen por esta vía Li y Na, lo que está asociado a la alta actividad química del K, Rb, Cs:
2LiCl \u003d 2Li + Cl2
2NaCl \u003d 2Na + Cl2
Cualquier metal alcalino se puede obtener reduciendo el halogenuro correspondiente (cloruro o bromuro), utilizando Ca, Mg o Si como agentes reductores. Las reacciones se llevan a cabo bajo calentamiento (600 - 900C) y bajo vacío. La ecuación para obtener metales alcalinos de esta manera en forma general:
2MeCl + Ca \u003d 2Me + CaCl 2,
donde Me es un metal.
Un método conocido para producir litio a partir de su óxido. La reacción se lleva a cabo cuando se calienta a 300°C y al vacío:
2Li2O + Si + 2CaO = 4Li + Ca2SiO4
Es posible obtener potasio por la reacción entre el hidróxido de potasio fundido y el sodio líquido. La reacción se lleva a cabo cuando se calienta a 440°C:
KOH + Na = K + NaOH
Propiedades químicas de los metales alcalinos.
Todos los metales alcalinos interactúan activamente con el agua formando hidróxidos. Debido a la alta actividad química de los metales alcalinos, la reacción de interacción con el agua puede ir acompañada de una explosión. El litio reacciona más tranquilamente con el agua. La ecuación de reacción en forma general:
2Me + H2O \u003d 2MeOH + H2
donde Me es un metal.
Los metales alcalinos interactúan con el oxígeno atmosférico para formar varios compuestos diferentes: óxidos (Li), peróxidos (Na), superóxidos (K, Rb, Cs):
4Li + O2 = 2Li2O
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Todos los metales alcalinos, cuando se calientan, reaccionan con los no metales (halógenos, nitrógeno, azufre, fósforo, hidrógeno, etc.). Por ejemplo:
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl
6Li + N2 = 2Li3N
2Li + 2C \u003d Li 2 C 2
2Na + H2 = 2NaH
Los metales alcalinos pueden interactuar con sustancias complejas (soluciones de ácidos, amoníaco, sales). Entonces, cuando los metales alcalinos interactúan con el amoníaco, se forman amidas:
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
La interacción de los metales alcalinos con las sales ocurre de acuerdo con el siguiente principio: desplazan los metales menos activos (ver la serie de actividad de los metales) de sus sales:
3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al
La interacción de los metales alcalinos con los ácidos es ambigua, ya que durante tales reacciones el metal reaccionará inicialmente con el agua de la solución ácida, y el álcali formado como resultado de esta interacción reaccionará con el ácido.
Los metales alcalinos reaccionan con sustancias orgánicas como alcoholes, fenoles, ácidos carboxílicos:
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
2Na + 2CH 3 COOH = 2CH 3 COONa + H 2
Reacciones cualitativas
Una reacción cualitativa a los metales alcalinos es la coloración de la llama por sus cationes: Li + colorea la llama roja, Na + amarilla y K + , Rb + , Cs + violeta.
Ejemplos de resolución de problemas
EJEMPLO 1
| Ejercicio | Realizar transformaciones químicas Na→Na 2 O→NaOH→Na 2 SO 4 |
| Solución | 4Na + O2 →2Na2O Estos son los elementos del grupo I del sistema periódico: litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs), francio (Fr); muy blanda, dúctil, fusible y ligera, generalmente de color blanco plateado; químicamente muy activo; reaccionar violentamente con el agua para formar álcalis(de ahí el nombre).
La capacidad reductora aumenta en la serie ––Li–Na–K–Rb–Cs. Todos los compuestos de metales alcalinos son de naturaleza iónica. Casi todas las sales son solubles en agua. puntos de fusión bajos, Pequeños valores de densidad, Suave, cortado con un cuchillo Debido a su actividad, los metales alcalinos se almacenan bajo una capa de queroseno para bloquear el acceso del aire y la humedad. El litio es muy ligero y flota en la superficie en queroseno, por lo que se almacena bajo una capa de vaselina. Propiedades químicas de los metales alcalinos.1. Los metales alcalinos interactúan activamente con el agua:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 2. Reacción de metales alcalinos con oxígeno:4Li + O 2 → 2Li 2 O (óxido de litio) 2Na + O 2 → Na 2 O 2 (peróxido de sodio) K + O 2 → KO 2 (superóxido de potasio) En el aire, los metales alcalinos se oxidan instantáneamente. Por lo tanto, se almacenan bajo una capa de disolventes orgánicos (queroseno, etc.). 3. En las reacciones de los metales alcalinos con otros no metales se forman compuestos binarios:2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenuros) 2Na + S → Na 2 S (sulfuros) 2Na + H 2 → 2NaH (hidruros) 6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitruros) 2Li + 2C → Li 2 C 2 (carburos) 4. Reacción de metales alcalinos con ácidos(rara vez se lleva a cabo, hay una reacción competitiva con el agua): 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2 5. Interacción de metales alcalinos con amoníaco(se forma amida de sodio): 2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2 6. La interacción de los metales alcalinos con alcoholes y fenoles, que en este caso presentan propiedades ácidas: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. Reacción cualitativa a los cationes de metales alcalinos: coloración de la llama en los siguientes colores:Li + - rojo carmín Na + - amarillo K + , Rb + y Cs + - violeta Obtención de metales alcalinosLitio, sodio y potasio metálico recibir electrólisis de sales fundidas (cloruros) y rubidio y cesio - reducción en vacío cuando sus cloruros se calientan con calcio: 2CsCl + Ca \u003d 2Cs + CaCl 2 2NaCl + CaC 2 \u003d 2Na + CaCl 2 + 2C; Los metales alcalinos activos se liberan en procesos térmicos al vacío debido a su alta volatilidad (sus vapores se eliminan de la zona de reacción).
La configuración electrónica del átomo de litio es 1s 2 2s 1 . Posee el mayor radio atómico en el 2° período, lo que facilita el desprendimiento del electrón de valencia y la emergencia del ion Li+ con una configuración estable de gas inerte (helio). Por lo tanto, sus compuestos se forman con la transferencia de un electrón del litio a otro átomo y la aparición de un enlace iónico con una pequeña cantidad de covalencia. El litio es un elemento metálico típico. En forma de sustancia, es un metal alcalino. Se diferencia de otros miembros del grupo I en su pequeño tamaño y la actividad más pequeña, en comparación con ellos. En este sentido, se asemeja al elemento del grupo II, magnesio, ubicado en diagonal desde Li. En soluciones, el ion Li+ está altamente solvatado; está rodeado por varias decenas de moléculas de agua. El litio, en términos de energía de solvatación, la adición de moléculas de disolvente, está más cerca de un protón que de los cationes de metales alcalinos. El pequeño tamaño del ion Li +, la alta carga nuclear y solo dos electrones crean las condiciones para la aparición de un campo de carga positiva bastante significativo alrededor de esta partícula, por lo tanto, en las soluciones, un número significativo de moléculas polares de solventes son atraídas hacia él y su número de coordinación es grande, el metal es capaz de formar una cantidad significativa de compuestos de organolitio. El sodio comienza el tercer período, por lo que solo tiene 1e en el nivel externo: , ocupando el orbital 3s. El radio del átomo de Na es el más grande en el 3er período. Estas dos características determinan la naturaleza del elemento. Su configuración electrónica es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . El único estado de oxidación del sodio es +1. Su electronegatividad es muy pequeña, por lo tanto, el sodio está presente en los compuestos solo en forma de ion cargado positivamente y le da al enlace químico un carácter iónico. El tamaño del ion Na+ es mucho mayor que el del Li+ y su solvatación no es tan grande. Sin embargo, no existe en forma libre en solución. El significado fisiológico de los iones K+ y Na+ está asociado a su diferente capacidad de adsorción en la superficie de los componentes que componen la corteza terrestre. Los compuestos de sodio solo se adsorben ligeramente, mientras que los compuestos de potasio son fuertemente retenidos por la arcilla y otras sustancias. Las membranas celulares, al ser la interfase célula-entorno, son permeables a los iones K+, como resultado de lo cual la concentración intracelular de K+ es mucho mayor que la de los iones Na+. Al mismo tiempo, la concentración de Na + en el plasma sanguíneo supera el contenido de potasio en él. Esta circunstancia está asociada a la aparición del potencial de membrana de las células. Iones K + y Na +: uno de los componentes principales de la fase líquida del cuerpo. Su relación con los iones Ca 2+ está estrictamente determinada y su violación conduce a la patología. La introducción de iones Na + en el cuerpo no tiene un efecto nocivo notable. Un aumento en el contenido de iones K+ es perjudicial, pero en condiciones normales, un aumento en su concentración nunca alcanza valores peligrosos. El efecto de los iones Rb+, Cs+, Li+ aún no ha sido suficientemente estudiado. De las diversas lesiones asociadas con el uso de compuestos de metales alcalinos, las quemaduras con soluciones de hidróxido son las más comunes. La acción de los álcalis está asociada con la disolución de las proteínas de la piel en ellos y la formación de albuminatos alcalinos. El álcali se libera nuevamente como resultado de su hidrólisis y actúa en las capas más profundas del cuerpo, provocando la aparición de úlceras. Las uñas bajo la influencia de los álcalis se vuelven opacas y quebradizas. El daño ocular, incluso con soluciones alcalinas muy diluidas, se acompaña no solo de destrucción superficial, sino también de violaciones de las partes más profundas del ojo (iris) y conduce a la ceguera. Durante la hidrólisis de las amidas de metales alcalinos, se forman simultáneamente álcali y amoníaco, lo que provoca traqueobronquitis de tipo fibrinoso y neumonía. El potasio fue obtenido por G. Davy casi simultáneamente con el sodio en 1807 durante la electrólisis del hidróxido de potasio húmedo. Del nombre de este compuesto - "potasa cáustica" y el elemento obtuvo su nombre. Las propiedades del potasio difieren notablemente de las propiedades del sodio, debido a la diferencia en los radios de sus átomos e iones. En los compuestos de potasio, el enlace es más iónico, y en forma de ion K+ tiene un efecto polarizante menor que el sodio, debido a su gran tamaño. La mezcla natural consta de tres isótopos 39 K, 40 K, 41 K. Uno de ellos es 40 K ‑ es radiactivo y una cierta proporción de la radiactividad de los minerales y del suelo está asociada a la presencia de este isótopo. Su vida media es larga: 1.320 millones de años. Determinar la presencia de potasio en una muestra es bastante fácil: los vapores del metal y sus compuestos tiñen la llama de color rojo púrpura. El espectro del elemento es bastante simple y prueba la presencia de 1e - en el orbital 4s. Su estudio sirvió como una de las bases para encontrar patrones generales en la estructura de los espectros. En 1861, Robert Bunsen descubrió un nuevo elemento mientras estudiaba la sal de los manantiales minerales mediante análisis espectral. Su presencia fue probada por líneas rojas oscuras en el espectro, que otros elementos no dieron. Por el color de estas líneas, el elemento se denominó rubidio (rubidus-rojo oscuro). En 1863, R. Bunsen obtuvo este metal en estado puro reduciendo tartrato de rubidio (sal tártara) con hollín. Una característica del elemento es la ligera excitabilidad de sus átomos. La emisión de electrones aparece bajo la acción de los rayos rojos del espectro visible. Esto se debe a una pequeña diferencia en las energías de los orbitales atómicos 4d y 5s. De todos los elementos alcalinos con isótopos estables, el rubidio (como el cesio) tiene uno de los radios atómicos más grandes y un potencial de ionización bajo. Dichos parámetros determinan la naturaleza del elemento: alta electropositividad, actividad química extrema, bajo punto de fusión (39 0 C) y baja resistencia a influencias externas. El descubrimiento de cesio, como el de rubidio, está asociado con el análisis espectral. En 1860, R. Bunsen descubrió dos líneas azules brillantes en el espectro que no pertenecían a ningún elemento conocido en ese momento. De ahí el nombre "caesius" (caesio), que significa azul cielo. Es el último elemento del subgrupo de metales alcalinos que aún se encuentra en cantidades medibles. El radio atómico más grande y los primeros potenciales de ionización más pequeños determinan la naturaleza y el comportamiento de este elemento. Tiene una electropositividad pronunciada y cualidades metálicas pronunciadas. El deseo de donar el electrón 6s externo conduce al hecho de que todas sus reacciones proceden de manera extremadamente violenta. Una pequeña diferencia en las energías de los orbitales atómicos 5d y 6s es responsable de la ligera excitabilidad de los átomos. La emisión electrónica en cesio se observa bajo la acción de rayos infrarrojos invisibles (térmicos). Esta característica de la estructura atómica determina la buena conductividad eléctrica de la corriente. Todo esto hace que el cesio sea indispensable en los dispositivos electrónicos. Recientemente, se ha prestado cada vez más atención al plasma de cesio como combustible del futuro y en relación con la solución del problema de la fusión termonuclear. En el aire, el litio reacciona activamente no solo con el oxígeno, sino también con el nitrógeno y se cubre con una película que consiste en Li 3 N (hasta 75%) y Li 2 O. Los metales alcalinos restantes forman peróxidos (Na 2 O 2) y superóxidos (K 2 O 4 o KO 2). Las siguientes sustancias reaccionan con el agua: 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. Para la regeneración del aire en submarinos y naves espaciales, en máscaras de gas aislantes y aparatos de respiración de nadadores de combate (saboteadores de submarinos), se utilizó una mezcla de "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. Este es actualmente el llenado estándar de cartuchos regeneradores para máscaras antigás aislantes para bomberos. El hidruro de litio se utiliza como agente reductor fuerte. Hidróxidos los metales alcalinos corroen los platos de vidrio y porcelana, no se pueden calentar en platos de cuarzo: SiO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + H 2 O. Los hidróxidos de sodio y potasio no se separan del agua cuando se calientan hasta su punto de ebullición (más de 1300 0 C). Algunos compuestos de sodio se llaman soda: a) ceniza de soda, soda anhidra, soda para lavar o simplemente soda - carbonato de sodio Na 2 CO 3; |
Todos los metales alcalinos son extremadamente activos, exhiben propiedades reductoras en todas las reacciones químicas, ceden su único electrón de valencia, convirtiéndose en un catión con carga positiva y exhiben un solo estado de oxidación +1.
