Mają właściwości alkaliczne. Lista i właściwości metali alkalicznych

Z całego układu okresowego większość pierwiastków reprezentuje grupę metali. amfoteryczne, przejściowe, radioaktywne - jest ich dużo. Wszystkie metale odgrywają ogromną rolę nie tylko w przyrodzie i życiu biologicznym człowieka, ale także w różnych gałęziach przemysłu. Nic dziwnego, że XX wiek nazwano „żelazem”.

Metale: ogólna charakterystyka

Wszystkie metale mają wspólne właściwości chemiczne i fizyczne, które ułatwiają ich odróżnienie od niemetali. Na przykład struktura sieci krystalicznej pozwala im być:

  • przewodniki prądu elektrycznego;
  • dobre przewodniki ciepła;
  • plastyczny i plastyczny;
  • mocne i błyszczące.

Oczywiście istnieją między nimi różnice. Niektóre metale świecą srebrzystym kolorem, inne bardziej matową bielą, a jeszcze inne ogólnie czerwienią i żółcią. Istnieją również różnice pod względem przewodności cieplnej i elektrycznej. Jednak mimo wszystko te parametry są wspólne dla wszystkich metali, podczas gdy niemetale mają więcej różnic niż podobieństw.

Z natury chemicznej wszystkie metale są środkami redukującymi. W zależności od warunków reakcji i konkretnych substancji mogą one również działać jako utleniacze, ale rzadko. Zdolny do tworzenia wielu substancji. Związki chemiczne metali występują w przyrodzie w dużych ilościach w składzie rud lub minerałów, minerałów i innych skał. Stopień jest zawsze dodatni, może być stały (glin, sód, wapń) lub zmienny (chrom, żelazo, miedź, mangan).

Wiele z nich ma szerokie zastosowanie jako materiały budowlane i znajduje zastosowanie w różnych gałęziach nauki i techniki.

Związki chemiczne metali

Wśród nich wymienić należy kilka głównych klas substancji, które są produktami oddziaływania metali z innymi pierwiastkami i substancjami.

  1. Tlenki, wodorki, azotki, krzemki, fosforki, ozonki, węgliki, siarczki i inne - związki dwuskładnikowe z niemetalami, najczęściej należą do klasy soli (oprócz tlenków).
  2. Wodorotlenki - ogólny wzór to Me + x (OH) x.
  3. Sól. Związki metali z resztami kwasowymi. Może być inaczej:
  • średni;
  • kwaśny;
  • podwójnie;
  • podstawowy;
  • złożony.

4. Związki metali z substancjami organicznymi - struktury metaloorganiczne.

5. Związki metali ze sobą - stopy, które uzyskuje się na różne sposoby.

Opcje połączeń metalowych

Substancje, które mogą zawierać jednocześnie dwa lub więcej różnych metali, dzielą się na:

  • stopy;
  • sole podwójne;
  • złożone związki;
  • międzymetaliczne.

Metody łączenia metali ze sobą również się różnią. Na przykład do otrzymywania stopów stosuje się metodę topienia, mieszania i zestalania powstałego produktu.

Związki międzymetaliczne powstają w wyniku bezpośrednich reakcji chemicznych między metalami, często zachodzących z wybuchem (np. cynku i niklu). Takie procesy wymagają specjalnych warunków: bardzo wysokiej temperatury, ciśnienia, próżni, braku tlenu i innych.

Soda, sól, ług to wszystkie związki metali alkalicznych występujące w przyrodzie. Występują w czystej postaci, tworząc osady lub są częścią produktów spalania niektórych substancji. Czasami uzyskuje się je w laboratorium. Ale te substancje są zawsze ważne i cenne, ponieważ otaczają człowieka i kształtują jego życie.

Związki metali alkalicznych i ich zastosowania nie ograniczają się do sodu. Powszechne i popularne w sektorach gospodarki są również sole takie jak:

  • chlorek potasu;
  • (azotan potasu);
  • weglan potasu;
  • siarczan.

Wszystkie są cennymi nawozami mineralnymi stosowanymi w rolnictwie.

Metale ziem alkalicznych - związki i ich zastosowania

Ta kategoria obejmuje elementy drugiej grupy głównej podgrupy układu pierwiastków chemicznych. Ich stały stopień utlenienia wynosi +2. Są to aktywne środki redukujące, które łatwo wchodzą w reakcje chemiczne z większością związków i prostych substancji. Pokaż wszystkie typowe właściwości metali: blask, plastyczność, przewodnictwo cieplne i elektryczne.

Najważniejszymi i najczęstszymi z nich są magnez i wapń. Beryl jest pierwiastkiem amfoterycznym, podczas gdy bar i rad są pierwiastkami rzadkimi. Wszystkie z nich są zdolne do tworzenia następujących typów połączeń:

  • międzymetaliczny;
  • tlenki;
  • wodorki;
  • sole dwuskładnikowe (związki z niemetalami);
  • wodorotlenki;
  • sole (podwójne, złożone, kwaśne, zasadowe, średnie).

Rozważ najważniejsze związki z praktycznego punktu widzenia i ich zastosowania.

Sole magnezu i wapnia

Takie związki metali ziem alkalicznych jak sole są ważne dla organizmów żywych. W końcu źródłem tego pierwiastka w organizmie są sole wapnia. A bez tego normalna budowa szkieletu, zębów, rogów u zwierząt, kopyt, sierści i sierści itd. jest niemożliwa.

Tak więc najczęstszą solą wapnia metalu ziem alkalicznych jest węglan. Jego inne nazwy to:

  • marmur;
  • wapień;
  • dolomit.

Znajduje zastosowanie nie tylko jako dostawca jonów wapnia do organizmu żywego, ale także jako budulec, surowiec dla przemysłu chemicznego, kosmetycznego, szkła itp.

Ważne są również związki metali ziem alkalicznych, takie jak siarczany. Na przykład siarczan baru (nazwa medyczna „owsianka barytowa”) jest stosowany w diagnostyce rentgenowskiej. Siarczan wapnia w postaci krystalicznego hydratu jest gipsem występującym w przyrodzie. Znajduje zastosowanie w medycynie, budownictwie, tłoczeniu odlewów.

Fosfor z metali ziem alkalicznych

Substancje te znane są od średniowiecza. Wcześniej nazywano je luminoforami. Nazwa ta występuje do dziś. Z natury związki te są siarczkami magnezu, strontu, baru, wapnia.

Przy pewnym przetworzeniu są w stanie wykazywać właściwości fosforyzujące, a blask jest bardzo piękny, od czerwonego do jasnego fioletu. Jest to wykorzystywane do produkcji znaków drogowych, odzieży roboczej i innych rzeczy.

Złożone związki

Substancje, które zawierają dwa lub więcej różnych pierwiastków o charakterze metalicznym, są złożonymi związkami metali. Najczęściej są to płyny o pięknych i wielobarwnych kolorach. Stosowany w chemii analitycznej do jakościowego oznaczania jonów.

Takie substancje mogą tworzyć nie tylko metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych, ale także wszystkie inne. Istnieją hydroksykompleksy, akwakompleksy i inne.

Odnoszą się do liczby s-elementów. Elektron zewnętrznej warstwy elektronowej atomu metalu alkalicznego, w porównaniu z innymi pierwiastkami z tego samego okresu, znajduje się najdalej od jądra, tj. promień atomu metalu alkalicznego jest największy w porównaniu z promieniami atomów innych pierwiastków z tego samego okresu. Należny

Rozkład elektronów na poziomach energii w atomach metali alkalicznych Tabela 1

Element

Opłata za rdzeń

Liczba elektronów na poziomach energetycznych

Promień atomu

k

Ł

M

N

O

P

Q

1,57

1,86

2,36

2,43

2,62

w ten sposób elektron walencyjny zewnętrznej warstwy atomów metali alkalicznych łatwo odrywa się, zamieniając je w dodatnio naładowane jony. Wynika to z faktu, że związki metali alkalicznych z innymi pierwiastkami są zbudowane zgodnie z rodzajem wiązania jonowego.

W reakcjach redoks zasady zachowują się jak silne środki redukujące, a zdolność ta wzrasta od metalu do metalu wraz ze wzrostem ładunku jądra atomowego.

Wśród metali największą aktywność chemiczną wykazują metale alkaliczne. W szeregu napięć wszystkie metale alkaliczne znajdują się na początku szeregu. Elektron zewnętrznej warstwy elektronowej jest jedynym elektronem walencyjnym, więc metale alkaliczne w dowolnych związkach są jednowartościowe. Stopień utlenienia metali alkalicznych wynosi zwykle +1.
Fizyczne właściwości metali alkalicznych podano w tabeli. 19.

Właściwości fizyczne metali alkalicznych. Tabela 19

Element

Numer seryjny

Masa atomowa

Temperatura topnienia, °С

Temperatura wrzenia, °C

Gęstość, g/cm3

Twardość skali

6,94

22,997

39,1

85,48

132,91

38,5

1336

0,53

0,97

0,86

1,53

Typowymi przedstawicielami metali alkalicznych są sód i potas.
■ 26. Dokonaj ogólnego opisu metali alkalicznych według następującego schematu:
a) podobieństwa i różnice w budowie atomów metali alkalicznych;
b) cechy zachowania metali alkalicznych w reakcjach redoks;
c) rodzaj sieci krystalicznej w związkach metali alkalicznych;
d) cechy zmian właściwości fizycznych metali w zależności od promienia atomu.

Sód

Konfiguracja elektronowa atomu sodu to ls 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Struktura jego warstwy zewnętrznej:

Sód występuje w przyrodzie wyłącznie w postaci soli. Najczęstszą solą sodową jest sól kuchenna NaCl, a także minerał sylwinit KCl NaCl i niektóre sole siarczanowe, takie jak sól Glaubera Na2SO4 · 10H2O, występujące w dużych ilościach w Zatoce Kara-Bogaz-Gol na Morzu Kaspijskim.
Z soli kuchennej NaCl metaliczny sód otrzymuje się przez elektrolizę stopu tej soli. Instalacja do elektrolizy jest pokazana na ryc. 76. Elektrody są zanurzane w stopionej soli. Przestrzeń anodowa i katodowa są oddzielone diafragmą, która izoluje powstający od sodu tak, że nie zachodzi reakcja odwrotna. Dodatni jon sodu przyjmuje elektron z katody i staje się neutralnym atomem sodu. Obojętne atomy sodu gromadzą się na katodzie w postaci stopionego metalu. Proces zachodzący na katodzie można przedstawić za pomocą następującego schematu:
Na ++ Na 0 .
Ponieważ na katodzie następuje akceptacja elektronów, a każda akceptacja elektronów przez atom lub jon jest redukcją, jony sodu na katodzie są redukowane. Na anodzie jony chloru oddają elektrony, czyli proces utleniania i uwalniania wolnych

chlor gazowy, który można przedstawić za pomocą następującego schematu:

Cl — — mi— → CI 0

Otrzymany metaliczny sód ma srebrzystobiały kolor i można go łatwo ciąć nożem. Cięcie sodu, oglądane bezpośrednio po cięciu, ma jasny metaliczny połysk, ale szybko matowieje z powodu niezwykle szybkiego utleniania metalu.

Ryż. 76. Schemat instalacji do elektrolizy stopionej soli. 1 - katoda pierścieniowa; 2 - dzwon do usuwania gazowego chloru z przestrzeni anodowej

Jeśli sód utlenia się w niewielkiej ilości tlenu w temperaturze około 180 °, otrzymuje się tlenek sodu:
4Na + O2 = 2Na2O.
Po spaleniu w tlenie otrzymuje się nadtlenek sodu:
2Na + O2 = Na2O2.
W tym przypadku sód pali się oślepiającym żółtym płomieniem.
Ze względu na łatwe i szybkie utlenianie sodu jest on przechowywany pod warstwą nafty lub parafiny i jest to korzystne, ponieważ pewna ilość powietrza nadal rozpuszcza się w nafcie, a utlenianie sodu, chociaż powoli, nadal zachodzi.

Sód może dawać związek z wodorem - wodorek NaH, w którym wykazuje stopień utlenienia - 1. Jest to związek podobny do soli, który różni się od lotnych wodorków pierwiastków głównych podgrup grup IV-VII przez charakter wiązania chemicznego i wielkość stopnia utlenienia.
Metaliczny sód może reagować nie tylko z tlenem i wodorem, ale także z wieloma prostymi i złożonymi substancjami. Na przykład podczas wcierania zaprawy z siarką sód reaguje z nią gwałtownie, tworząc:
2Na + S = Na2S

Reakcji towarzyszą błyski, dlatego zaprawę należy trzymać z dala od oczu, a rękę owinąć ręcznikiem. Do reakcji należy pobrać małe kawałki sodu.
Sód spala się energicznie w chlorze, tworząc chlorek sodu, co szczególnie dobrze można zaobserwować w rurce z chlorkiem wapnia, w której strumień chloru przepływa przez stopiony i mocno ogrzany sód:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Sód reaguje nie tylko z prostymi, ale także złożonymi substancjami, na przykład z wodą, wypierając się z niego, ponieważ jest bardzo aktywnym metalem, znajduje się znacznie na lewo od wodoru w szeregu napięć i łatwo wypiera ten ostatni z woda:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Zapalonego metalu alkalicznego nie można ugasić wodą. Najlepiej wypełnić go proszkiem sody kalcynowanej. W obecności sodu bezbarwny płomień palnika gazowego zmienia kolor na żółty.
Sód metaliczny może być stosowany jako katalizator w syntezie organicznej, np. do produkcji kauczuku syntetycznego z butadienu. Służy jako materiał wyjściowy do produkcji innych związków sodu, takich jak nadtlenek sodu.

■ 27. Korzystając z podanych w tekście równań reakcji dla reakcji z udziałem metalicznego sodu, udowodnij, że zachowuje się on jak środek redukujący.

28. Dlaczego sód nie może być przechowywany w powietrzu?

29. Student zanurzył kawałek sodu w roztworze siarczanu miedzi, mając nadzieję na wyparcie metalu z soli. Zamiast czerwonego metalu otrzymano galaretowaty niebieski osad. Opisz reakcje, które miały miejsce i zapisz ich równania w postaci cząsteczkowej i jonowej. Jak należy zmienić warunki reakcji, aby reakcja doprowadziła do pożądanego rezultatu? Zapisz równania w formie cząsteczkowej, pełnej i skróconej formy jonowej.
30. 2,3 g metalicznego sodu umieszczono w naczyniu z 45 ml wody. Co to jest soda kaustyczna powstająca pod koniec reakcji.
31. Jakimi środkami można ugasić pożar sodowy? Podaj uzasadnioną odpowiedź.

Związki tlenu sodu. Wodorotlenek sodu

Tlenowymi związkami sodu, jak już wspomniano, są tlenek sodu Na2O i nadtlenek sodu Na2O2.
Tlenek sodu Na2O nie ma szczególnego znaczenia. Reaguje energicznie z wodą, tworząc sodę kaustyczną:
Na2O + H2O = 2NaOH
Nadtlenek sodu Na2O2 jest żółtawym proszkiem. Można go uznać za rodzaj soli nadtlenku wodoru, ponieważ jego struktura jest taka sama jak H2O2. Podobnie jak nadtlenek sodu jest najsilniejszym utleniaczem. Pod działaniem wody tworzy alkalia i:
Na2O2 + H2O = H2O2 + 2NaOH
Powstaje również w wyniku działania rozcieńczonych kwasów na nadtlenek sodu:
Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4
Wszystkie powyższe właściwości nadtlenku sodu pozwalają na stosowanie go do bielenia wszystkich możliwych materiałów.

Ryż. 77. Schemat instalacji do elektrolizy roztworu chlorku sodu. 1 - anoda; 2 - diafragma oddzielająca przestrzeń anodową od katodowej; 3 - katoda

Bardzo ważnym związkiem sodu jest wodorotlenek sodu lub wodorotlenek sodu, NaOH. Jest również nazywany sodą kaustyczną lub po prostu żrącą.
Do uzyskania sody kaustycznej stosuje się sól kuchenną - najtańszy naturalny związek sodu, poddając go elektrolizie, ale w tym przypadku nie stosuje się stopu, ale roztwór soli (ryc. 77). Opis procesu elektrolizy roztworu chlorku sodu znajduje się w § 33. Na ryc. 77 pokazuje, że przestrzenie anody i katody są oddzielone diafragmą. Odbywa się to tak, aby powstałe produkty nie oddziaływały ze sobą, na przykład Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O.

Soda kaustyczna jest białą krystaliczną substancją stałą, dobrze rozpuszczalną w wodzie. Gdy soda kaustyczna rozpuszcza się w wodzie, wydziela się duża ilość ciepła, a roztwór jest bardzo gorący. Soda kaustyczna musi być przechowywana w dobrze zamkniętych pojemnikach, aby chronić ją przed wnikaniem pary wodnej, pod działaniem której może ulec silnemu zawilgoceniu, a także dwutlenku węgla, pod wpływem którego soda kaustyczna może stopniowo zamieniać się w węglan sodu :
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O.
Soda kaustyczna jest typową zasadą, więc środki ostrożności podczas pracy z nią są takie same, jak podczas pracy z innymi alkaliami.
Soda kaustyczna jest wykorzystywana w wielu gałęziach przemysłu, np. do oczyszczania produktów ropopochodnych, do produkcji mydła z tłuszczów, w przemyśle papierniczym, przy produkcji włókien sztucznych i barwników, przy produkcji leków itp. (ryc. 78).

Zapisz w zeszycie obszary zastosowania sody kaustycznej.

Spośród soli sodowych należy wymienić przede wszystkim sól kuchenną NaCl, która jest głównym surowcem do produkcji sody kaustycznej i sodu metalicznego (szczegóły na temat tej soli zob. s. 164), sody Na2CO3 (zob. 278), Na2SO4 (patrz s. 224), NaNO3 (patrz s. 250) itp.

Ryż. 78. Stosowanie sody kaustycznej

■ 32. Opisz sposób otrzymywania sody kaustycznej metodą elektrolizy soli kuchennej.
33. Sodę kaustyczną można otrzymać przez działanie wapna gaszonego na węglan sodu. Ułóż postać cząsteczkową i jonową równania tej reakcji, a także oblicz, ile sody zawierającej 95% węglan będzie potrzebne do wytworzenia 40 kg wodorotlenku sodu.
34. Dlaczego, gdy roztwór sody kaustycznej jest przechowywany w butelkach ze szlifowanymi korkami, korki „przyklejają się” i nie można ich usunąć? Jeśli jednak przez jakiś czas trzymasz przewróconą kolbę w wodzie, korek jest swobodnie usuwany. Wyjaśnij, podając równania reakcji, jakie procesy zachodzą w tym przypadku.
35. Napisz równania reakcji w postaci cząsteczkowej i jonowej, które charakteryzują właściwości sody kaustycznej jako typowej zasady.
36. Jakie środki ostrożności należy zachować podczas pracy z sodą kaustyczną? Jakie środki pierwszej pomocy należy zapewnić przy oparzeniach sodą kaustyczną?

Potas

Potas K jest również dość powszechnym metalem alkalicznym, który różni się od sodu promieniem atomowym (czwarty okres) i dlatego ma większą aktywność chemiczną niż sód. Konfiguracja elektronowa atomu potasu to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
Struktura jego zewnętrznej warstwy elektronowej


Potas to miękki metal, który dobrze tnie nożem. Aby uniknąć utleniania, podobnie jak sód jest przechowywany pod warstwą nafty.
Z wodą potas reaguje jeszcze gwałtowniej niż sód, tworząc zasady i uwalniając wodór, który zapala się:
2K + 2H2O = 2KOH + H2.
Podczas spalania w tlenie (do spalania zaleca się stosowanie jeszcze mniejszych kawałków metalu niż do spalania sodu), podobnie jak sód pali się bardzo energicznie z wytworzeniem nadtlenku potasu.
Należy zauważyć, że potas jest znacznie bardziej niebezpieczny w krążeniu niż sód. Silna eksplozja może wystąpić nawet podczas cięcia potasu, dlatego należy obchodzić się z nim jeszcze ostrożniej.
Wodorotlenek potasu lub żrący potaż KOH jest białą krystaliczną substancją. Potaż kaustyczny jest pod każdym względem podobny do sody kaustycznej. Są szeroko stosowane w przemyśle mydlanym, jednak ich produkcja jest nieco droższa, więc nie znajduje takiego zastosowania jak NaOH.
Na szczególną uwagę zasługują sole potasowe, ponieważ niektóre z nich mają szerokie zastosowanie jako nawóz. Są to chlorek potasu KCl, azotan potasu KNO3, który jest jednocześnie nawozem azotowym.

■ 37. Jak wytłumaczyć fakt, że potaż żrący jest chemicznie bardziej aktywny niż soda kaustyczna?
38. Kawałek potasu zanurzono w krystalizatorze z wodą. Po zakończeniu reakcji umieszczono tam trochę cynku w postaci białego galaretowatego osadu. Osad zniknął, a gdy roztwór został przetestowany z fenoloftaleiną, ta ostatnia zmieniła kolor na szkarłatny. Jakie procesy chemiczne miały tu miejsce?
co 34

METALE ALKALICZNE

Metale alkaliczne obejmują pierwiastki pierwszej grupy, głównej podgrupy: litu, sodu, potasu, rubidu, cezu, fransu.

Będąc wNatura

Na-2,64% (m/m), K-2,5% (m/m), Li, Rb, Cs - dużo mniej, Fr - sztucznie pozyskiwany pierwiastek



Li

Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 - spodumen

Na

NaCl - sól kuchenna (sól kamienna), halit

Na 2 SO 4 10H 2 O - Sól Glaubera (mirabilit)

NaNO 3 - saletra chilijska

Na 3 AlF 6 - kriolit
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - boraks

k

KCl NaCl - sylwinit

KCl MgCl 2 6H 2 O - karnalit

K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 - skaleń (ortoklaz)

Właściwości metali alkalicznych



Wraz ze wzrostem liczby atomowej zwiększa się promień atomowy, zwiększa się zdolność oddawania elektronów walencyjnych i zwiększa się aktywność redukcji:




Właściwości fizyczne

Niskie temperatury topnienia, niska gęstość, miękkie, cięte nożem.





Właściwości chemiczne

Typowe metale, bardzo silne reduktory. W związkach wykazują pojedynczy stopień utlenienia +1. Zdolność redukująca wzrasta wraz ze wzrostem masy atomowej. Wszystkie związki mają charakter jonowy, prawie wszystkie są rozpuszczalne w wodzie. Wodorotlenki R–OH są alkaliami, ich siła wzrasta wraz ze wzrostem masy atomowej metalu.

Zapalają się w powietrzu przy umiarkowanym ogrzewaniu. Z wodorem tworzą wodorki podobne do soli. Produkty spalania to najczęściej nadtlenki.

Zdolność redukcyjna wzrasta w szeregu Li–Na–K–Rb–Cs


1. Aktywna interakcja z wodą:

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

2. Reakcja z kwasami:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

3. Reakcja z tlenem:

4Li + O 2 → 2Li 2 O (tlenek litu)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (nadtlenek sodu)

K + O 2 → KO 2 (nadtlenek potasu)

W powietrzu metale alkaliczne natychmiast się utleniają. Dlatego są przechowywane pod warstwą rozpuszczalników organicznych (nafta itp.).

4. W reakcjach z innymi niemetalami powstają związki binarne:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenki)

2Na + S → Na 2 S (siarczki)

2Na + H2 → 2NaH (wodorki)

6Li + N 2 → 2 Li 3 N (azotki)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (węgliki)

5. Jakościową reakcją na kationy metali alkalicznych jest zabarwienie płomienia na następujące kolory:

Li + - karminowa czerwień

Na + - żółty

K + , Rb + i Cs + - fiolet


Paragon

Ponieważ metale alkaliczne są najsilniejszymi środkami redukującymi, można je przywrócić ze związków tylko przez elektrolizę stopionych soli:
2NaCl=2Na+Cl2

Zastosowanie metali alkalicznych

Lit - stopy łożyskowe, katalizator

Sód - lampy wyładowcze, chłodziwo w reaktorach jądrowych

Rubid - praca badawcza

Cez - fotokomórki


Tlenki, nadtlenki i nadtlenki metali alkalicznych

Paragon

Utlenianie metalu wytwarza tylko tlenek litu

4 Li + O 2 → 2 Li 2 O

(w innych przypadkach otrzymuje się nadtlenki lub nadtlenki).

Wszystkie tlenki (z wyjątkiem Li 2 O) otrzymuje się przez ogrzewanie mieszaniny nadtlenku (lub nadtlenku) z nadmiarem metalu:

Na2O2 + 2Na → 2Na2O

KO 2 + 3K → 2K 2 O

Metale alkaliczne obejmują metale grupy IA układu okresowego D.I. Mendelejew - lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs) i frank (Fr). Zewnętrzny poziom energii metali alkalicznych ma jeden elektron walencyjny. Elektroniczna konfiguracja zewnętrznego poziomu energii metali alkalicznych wynosi ns 1 . W swoich związkach wykazują pojedynczy stopień utlenienia równy +1. W OVR są to czynniki redukujące, tj. oddać elektron.

Właściwości fizyczne metali alkalicznych

Wszystkie metale alkaliczne są lekkie (mają małą gęstość), bardzo miękkie (z wyjątkiem Li można je łatwo ciąć nożem i zwijać w folię), mają niskie temperatury wrzenia i topnienia (przy wzroście ładunku jądro atomu metalu alkalicznego, temperatura topnienia spada).

W stanie wolnym Li, Na, K i Rb są srebrno-białymi metalami, Cs jest złotożółtym metalem.

Metale alkaliczne są przechowywane w zamkniętych ampułkach pod warstwą nafty lub oleju wazelinowego, ponieważ są wysoce reaktywne.

Metale alkaliczne mają wysoką przewodność cieplną i elektryczną, co wynika z obecności wiązania metalicznego i sieci krystalicznej skupionej na ciele

Otrzymywanie metali alkalicznych

Wszystkie metale alkaliczne można otrzymać przez elektrolizę stopu ich soli, jednak w praktyce otrzymuje się w ten sposób tylko Li i Na, co wiąże się z wysoką aktywnością chemiczną K, Rb, Cs:

2LiCl \u003d 2Li + Cl 2

2NaCl \u003d 2Na + Cl2

Każdy metal alkaliczny można otrzymać przez redukcję odpowiedniego halogenku (chlorek lub bromek), stosując Ca, Mg lub Si jako środki redukujące. Reakcje prowadzi się z ogrzewaniem (600 - 90°C) i pod próżnią. Równanie otrzymywania metali alkalicznych w ten sposób w postaci ogólnej:

2MeCl + Ca \u003d 2Me + CaCl 2,

gdzie Ja jest metalem.

Znana metoda wytwarzania litu z jego tlenku. Reakcję prowadzi się po podgrzaniu do 300°C i pod próżnią:

2Li2O + Si + 2CaO = 4Li + Ca2SiO4

Uzyskanie potasu jest możliwe w wyniku reakcji między stopionym wodorotlenkiem potasu a ciekłym sodem. Reakcję prowadzi się po podgrzaniu do 440°C:

KOH + Na = K + NaOH

Właściwości chemiczne metali alkalicznych

Wszystkie metale alkaliczne aktywnie oddziałują z wodorotlenkami tworzącymi wodę. Ze względu na dużą aktywność chemiczną metali alkalicznych, reakcji interakcji z wodą może towarzyszyć wybuch. Lit najspokojniej reaguje z wodą. Równanie reakcji w postaci ogólnej:

2Me + H2O \u003d 2MeOH + H2

gdzie Ja jest metalem.

Metale alkaliczne oddziałują z tlenem atmosferycznym, tworząc szereg różnych związków - tlenki (Li), nadtlenki (Na), nadtlenki (K, Rb, Cs):

4 Li + O 2 = 2 Li 2 O

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Wszystkie metale alkaliczne po podgrzaniu reagują z niemetalami (halogenami, azotem, siarką, fosforem, wodorem itp.). Na przykład:

2Na + Cl2 \u003d 2NaCl

6 Li + N 2 = 2 Li 3 N

2Li + 2C \u003d Li2C2

2Na + H2 = 2NaH

Metale alkaliczne mogą wchodzić w interakcje z substancjami złożonymi (roztwory kwasów, amoniak, sole). Tak więc, gdy metale alkaliczne oddziałują z amoniakiem, powstają amidy:

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

Oddziaływanie metali alkalicznych z solami zachodzi zgodnie z następującą zasadą - wypierają mniej aktywne metale (patrz szereg aktywności metali) z ich soli:

3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al

Oddziaływanie metali alkalicznych z kwasami jest niejednoznaczne, ponieważ podczas takich reakcji metal będzie początkowo reagował z wodą roztworu kwasu, a alkalia powstałe w wyniku tego oddziaływania będą reagowały z kwasem.

Metale alkaliczne reagują z substancjami organicznymi takimi jak alkohole, fenole, kwasy karboksylowe:

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 + 2CH3COOH = 2CH3COONa + H2

Reakcje jakościowe

Jakościową reakcją na metale alkaliczne jest zabarwienie płomienia przez ich kationy: Li + barwi płomień na czerwono, Na + na żółto, a K + , Rb + , Cs + na fioletowo.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenia Przeprowadź przemiany chemiczne Na→Na 2 O→NaOH→Na 2 SO 4
Rozwiązanie 4Na + O 2 →2Na 2O

Są to pierwiastki I grupy układu okresowego: lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs), frank (Fr); bardzo miękki, ciągliwy, topliwy i lekki, zwykle srebrzystobiały; bardzo aktywny chemicznie; gwałtownie reagować z wodą tworząc zasady(skąd nazwa).

Wszystkie metale alkaliczne są niezwykle aktywne, wykazują właściwości redukujące we wszystkich reakcjach chemicznych, oddają swój jedyny elektron walencyjny, zamieniając się w dodatnio naładowany kation i wykazują pojedynczy stopień utlenienia +1.

Zdolność redukcyjna wzrasta w szeregu ––Li–Na–K–Rb–Cs.

Wszystkie związki metali alkalicznych mają charakter jonowy.

Prawie wszystkie sole rozpuszczają się w wodzie.

niskie temperatury topnienia,

Małe wartości gęstości,

Miękka, krojona nożem

Ze względu na swoje działanie metale alkaliczne są przechowywane pod warstwą nafty, która blokuje dostęp powietrza i wilgoci. Lit jest bardzo lekki i unosi się na powierzchni w nafcie, dlatego jest przechowywany pod warstwą wazeliny.

Właściwości chemiczne metali alkalicznych

1. Metale alkaliczne aktywnie oddziałują z wodą:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

2. Reakcja metali alkalicznych z tlenem:

4Li + O 2 → 2Li 2 O (tlenek litu)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (nadtlenek sodu)

K + O 2 → KO 2 (nadtlenek potasu)

W powietrzu metale alkaliczne natychmiast się utleniają. Dlatego są przechowywane pod warstwą rozpuszczalników organicznych (nafta itp.).

3. W reakcjach metali alkalicznych z innymi niemetalami powstają związki binarne:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenki)

2Na + S → Na 2 S (siarczki)

2Na + H2 → 2NaH (wodorki)

6Li + N 2 → 2 Li 3 N (azotki)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (węgliki)

4. Reakcje metali alkalicznych z kwasami

(rzadko przeprowadzane, zachodzi reakcja konkurencyjna z wodą):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

5. Oddziaływanie metali alkalicznych z amoniakiem

(powstaje amid sodu):

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

6. Oddziaływanie metali alkalicznych z alkoholami i fenolami, które w tym przypadku wykazują właściwości kwasowe:

2Na + 2C2H5OH \u003d 2C2H5ONa + H2;

2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2;

7. Jakościowa reakcja na kationy metali alkalicznych - zabarwienie płomienia na następujące kolory:

Li + - karminowa czerwień

Na + - żółty

K + , Rb + i Cs + - fiolet

Otrzymywanie metali alkalicznych

Lit, sód i potas metaliczny odbierać elektroliza stopionych soli (chlorków) oraz rubidu i cezu - redukcja próżni, gdy ich chlorki są ogrzewane wapniem: 2CsCl + Ca \u003d 2Cs + CaCl 2
Na małą skalę stosuje się również próżniową termiczną produkcję sodu i potasu:

2NaCl + CaC2 \u003d 2Na + CaCl2 + 2C;
4KCl + 4CaO + Si \u003d 4K + 2CaCl2 + Ca2SiO4.

Aktywne metale alkaliczne są uwalniane w próżniowych procesach termicznych ze względu na ich dużą lotność (ich opary są usuwane ze strefy reakcji).


Cechy właściwości chemicznych pierwiastków s grupy I i ich działanie fizjologiczne

Konfiguracja elektronowa atomu litu to 1s 2 2s 1 . Ma największy promień atomowy w II okresie, co ułatwia oderwanie elektronu walencyjnego i powstanie jonu Li+ o stabilnej konfiguracji gazu obojętnego (helu). Dlatego jego związki powstają z przeniesieniem elektronu z litu na inny atom i występowaniem wiązania jonowego z niewielką ilością kowalencji. Lit jest typowym pierwiastkiem metalicznym. W postaci substancji jest metalem alkalicznym. Od pozostałych członków grupy I różni się niewielkimi rozmiarami i najmniejszą w porównaniu z nimi aktywnością. Pod tym względem przypomina pierwiastek z grupy II, magnez, położony ukośnie od Li. W roztworach jon Li + jest silnie solwatowany; otacza ją kilkadziesiąt cząsteczek wody. Lit pod względem energii solwatacji - dodatku cząsteczek rozpuszczalnika jest bliższy protonowi niż kationom metali alkalicznych.

Niewielki rozmiar jonu Li+, duży ładunek jądrowy i tylko dwa elektrony stwarzają warunki do powstania dość znacznego pola ładunku dodatniego wokół tej cząstki, dlatego w roztworach przyciągana jest do niej znaczna liczba cząsteczek rozpuszczalnika polarnego i jego liczba koordynacyjna jest duża, metal jest w stanie tworzyć znaczną liczbę związków litoorganicznych.

Sód rozpoczyna 3. okres, więc ma tylko 1e na poziomie zewnętrznym - , zajmuje orbital 3s. Promień atomu Na jest największy w trzecim okresie. Te dwie cechy określają charakter pierwiastka. Jego konfiguracja elektroniczna to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Jedynym stopniem utlenienia sodu jest +1. Jego elektroujemność jest bardzo mała, dlatego sód występuje w związkach tylko w postaci dodatnio naładowanego jonu i nadaje wiązaniu chemicznemu charakter jonowy. Wielkość jonu Na+ jest znacznie większa niż Li+, a jego solwatacja nie jest tak duża. Jednak nie istnieje w postaci wolnej w roztworze.

Fizjologiczne znaczenie jonów K+ i Na+ wiąże się z ich różną adsorbowalnością na powierzchni składników tworzących skorupę ziemską. Związki sodu są tylko nieznacznie adsorbowane, podczas gdy związki potasu są silnie zatrzymywane przez glinę i inne substancje. Błony komórkowe, będące interfejsem komórka-środowisko, są przepuszczalne dla jonów K+, w wyniku czego wewnątrzkomórkowe stężenie K+ jest znacznie wyższe niż jonów Na+. Jednocześnie stężenie Na + w osoczu krwi przekracza zawartość w nim potasu. Ta okoliczność jest związana z pojawieniem się potencjału błonowego komórek. Jony K + i Na + - jeden z głównych składników fazy ciekłej organizmu. Ich stosunek do jonów Ca 2+ jest ściśle określony, a jego naruszenie prowadzi do patologii. Wprowadzenie jonów Na + do organizmu nie ma zauważalnego szkodliwego działania. Wzrost zawartości jonów K+ jest szkodliwy, ale w normalnych warunkach wzrost jego stężenia nigdy nie osiąga wartości niebezpiecznych. Wpływ jonów Rb + , Cs + , Li + nie został jeszcze wystarczająco zbadany.

Spośród różnych uszkodzeń związanych ze stosowaniem związków metali alkalicznych najczęstsze są oparzenia roztworami wodorotlenków. Działanie alkaliów wiąże się z rozpuszczaniem w nich białek skóry i tworzeniem alkalicznych albuminianów. Alkalia są ponownie uwalniane w wyniku ich hydrolizy i działają na głębsze warstwy organizmu, powodując pojawienie się wrzodów. Paznokcie pod wpływem alkaliów stają się matowe i łamliwe. Uszkodzeniu oka, nawet przy bardzo rozcieńczonych roztworach alkalicznych, towarzyszy nie tylko powierzchowne zniszczenie, ale naruszenie głębszych części oka (tęczówki) i prowadzi do ślepoty. Podczas hydrolizy amidów metali alkalicznych powstają jednocześnie alkalia i amoniak, powodując zapalenie tchawicy i oskrzeli typu włóknistego oraz zapalenie płuc.

Potas otrzymał G. Davy niemal równocześnie z sodem w 1807 r. podczas elektrolizy mokrego wodorotlenku potasu. Od nazwy tego związku - „żrący potaż”, a pierwiastek ma swoją nazwę. Właściwości potasu znacznie różnią się od właściwości sodu, ze względu na różnicę w promieniach ich atomów i jonów. W związkach potasu wiązanie jest bardziej jonowe, a w postaci jonu K+ ma mniejszy efekt polaryzacyjny niż sód, ze względu na duży rozmiar. Naturalna mieszanina składa się z trzech izotopów 39 K, 40 K, 41 K. Jeden z nich ma 40 K ‑ jest promieniotwórczy i pewna część radioaktywności minerałów i gleby jest związana z obecnością tego izotopu. Jego okres półtrwania jest długi - 1,32 miliarda lat. Stwierdzenie obecności potasu w próbce jest dość łatwe: opary metalu i jego związków zmieniają kolor płomienia na purpurowo-czerwony. Widmo pierwiastka jest dość proste i świadczy o obecności 1e - na orbicie 4s. Jego badanie było jedną z podstaw do znalezienia ogólnych wzorców w strukturze widm.

W 1861 roku Robert Bunsen odkrył nowy pierwiastek, badając sól ze źródeł mineralnych metodą analizy spektralnej. O jego obecności świadczyły ciemnoczerwone linie w widmie, których inne pierwiastki nie dawały. Kolorem tych linii pierwiastek nazwano rubidem (rubidus-ciemnoczerwony). W 1863 r. R. Bunsen otrzymał ten metal w czystej postaci, redukując winian rubidu (sól winowa) sadzą. Cechą pierwiastka jest niewielka pobudliwość jego atomów. Emisja elektronów z niego pojawia się pod działaniem czerwonych promieni widma widzialnego. Wynika to z niewielkiej różnicy w energiach orbitali atomowych 4d i 5s. Ze wszystkich pierwiastków alkalicznych o stabilnych izotopach rubid (podobnie jak cez) ma jeden z największych promieni atomowych i niski potencjał jonizacji. Takie parametry decydują o charakterze pierwiastka: wysoka elektropozytywność, ekstremalna aktywność chemiczna, niska temperatura topnienia (39 0 C) i niska odporność na wpływy zewnętrzne.

Odkrycie cezu, podobnie jak rubidu, wiąże się z analizą spektralną. W 1860 r. R. Bunsen odkrył w widmie dwie jasnoniebieskie linie, które nie należały do ​​żadnego znanego wówczas pierwiastka. Stąd nazwa „cezjusz” (cezjusz), co oznacza błękit nieba. Jest to ostatni pierwiastek z podgrupy metali alkalicznych, który wciąż występuje w wymiernych ilościach. Największy promień atomowy i najmniejsze potencjały pierwszej jonizacji decydują o naturze i zachowaniu tego pierwiastka. Ma wyraźną elektropozytywność i wyraźne właściwości metaliczne. Chęć oddania zewnętrznego elektronu 6s prowadzi do tego, że wszystkie jego reakcje przebiegają niezwykle gwałtownie. Niewielka różnica energii orbitali atomowych 5d i 6s odpowiada za niewielką pobudliwość atomów. Emisja elektronów w cezie jest obserwowana pod wpływem niewidzialnych promieni podczerwonych (termicznych). Ta cecha budowy atomu decyduje o dobrym przewodnictwie elektrycznym prądu. Wszystko to sprawia, że ​​cez jest niezbędny w urządzeniach elektronicznych. Ostatnio coraz więcej uwagi poświęca się plazmie cezu jako paliwu przyszłości oraz w związku z rozwiązaniem problemu syntezy termojądrowej.

W powietrzu lit aktywnie reaguje nie tylko z tlenem, ale także z azotem i jest pokryty warstwą składającą się z Li 3 N (do 75%) i Li 2 O. Pozostałe metale alkaliczne tworzą nadtlenki (Na 2 O 2) i nadtlenki (K 2 O 4 lub KO 2).

Następujące substancje reagują z wodą:

Li 3 N + 3 H 2 O \u003d 3 LiOH + NH 3;

Na2O2 + 2 H2O \u003d 2 NaOH + H2O2;

K 2 O 4 + 2 H 2 O \u003d 2 KOH + H 2 O 2 + O 2.

Do regeneracji powietrza na okrętach podwodnych i statkach kosmicznych, w izolujących maskach przeciwgazowych i aparatach oddechowych pływaków bojowych (podwodnych sabotażystów) zastosowano mieszaninę „oxon”:

Na2O2 + CO2 \u003d Na2CO3 + 0,5 O2;

K 2 O 4 + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + 1,5 O 2.

Jest to obecnie standardowe wypełnienie wkładów regeneracyjnych do izolujących masek przeciwgazowych dla strażaków.
Metale alkaliczne reagują po podgrzaniu z wodorem, tworząc wodorki:

Wodorek litu jest stosowany jako silny środek redukujący.

wodorotlenki metale alkaliczne powodują korozję naczyń szklanych i porcelanowych, nie można ich podgrzewać w naczyniach kwarcowych:

SiO2 + 2NaOH \u003d Na2SiO3 + H2O.

Wodorotlenki sodu i potasu nie odszczepiają wody po podgrzaniu do temperatury wrzenia (powyżej 1300 0 C). Niektóre związki sodu to tzw Soda:

a) soda kalcynowana, soda bezwodna, soda do prania lub po prostu soda - węglan sodu Na 2 CO 3;
b) soda krystaliczna - krystaliczny hydrat węglanu sodu Na 2 CO 3. 10H2O;
c) wodorowęglan lub pitny - wodorowęglan sodu NaHCO 3;
d) wodorotlenek sodu NaOH nazywany jest sodą kaustyczną lub kaustyczną.