V celotnem periodnem sistemu večina elementov predstavlja skupino kovin. amfoterne, prehodne, radioaktivne - veliko jih je. Vse kovine igrajo ogromno vlogo ne samo v naravi in biološkem življenju človeka, ampak tudi v različnih industrijah. Ni čudno, da se je 20. stoletje imenovalo "železo".
Kovine: splošne značilnosti
Vse kovine imajo skupne kemijske in fizikalne lastnosti, zaradi katerih jih je enostavno razlikovati od nekovin. Torej, na primer, struktura kristalne mreže jim omogoča, da so:
- prevodniki električnega toka;
- dobri prevodniki toplote;
- voljna in plastična;
- močna in sijoča.
Seveda so med njimi razlike. Nekatere kovine se svetijo s srebrno barvo, druge z bolj mat belo, tretje pa z rdečo in rumeno nasploh. Razlike so tudi glede toplotne in električne prevodnosti. Kljub temu so ti parametri skupni vsem kovinam, medtem ko imajo nekovine več razlik kot podobnosti.
Po kemični naravi so vse kovine reducenti. Odvisno od reakcijskih pogojev in specifičnih snovi lahko delujejo tudi kot oksidanti, vendar redko. Sposoben tvoriti številne snovi. Kemične spojine kovin najdemo v naravi v velikih količinah v sestavi rud ali mineralov, mineralov in drugih kamnin. Stopnja je vedno pozitivna, lahko stalna (aluminij, natrij, kalcij) ali spremenljiva (krom, železo, baker, mangan).
Mnogi od njih se pogosto uporabljajo kot gradbeni materiali in se uporabljajo v različnih vejah znanosti in tehnologije.
Kemične spojine kovin
Med njimi je treba omeniti več glavnih razredov snovi, ki so produkti interakcije kovin z drugimi elementi in snovmi.
- Oksidi, hidridi, nitridi, silicidi, fosfidi, ozonidi, karbidi, sulfidi in drugi - binarne spojine z nekovinami, najpogosteje spadajo v razred soli (razen oksidov).
- Hidroksidi - splošna formula je Me + x (OH) x.
- Sol. Spojine kovin s kislimi ostanki. Lahko je drugačen:
- srednja;
- kislo;
- dvojno;
- osnovni;
- kompleksen.
4. Spojine kovin z organskimi snovmi - organokovinske strukture.
5. Spojine kovin med seboj - zlitine, ki se pridobivajo na različne načine.
Možnosti kovinske povezave
Snovi, ki lahko vsebujejo dve ali več različnih kovin hkrati, delimo na:
- zlitine;
- dvojne soli;
- kompleksne spojine;
- intermetalidi.
Tudi metode povezovanja kovin med seboj se razlikujejo. Na primer, za pridobivanje zlitin se uporablja metoda taljenja, mešanja in strjevanja nastalega izdelka.
Intermetalne spojine nastanejo kot posledica neposrednih kemičnih reakcij med kovinami, ki se pogosto zgodijo z eksplozijo (na primer cink in nikelj). Takšni procesi zahtevajo posebne pogoje: zelo visoka temperatura, tlak, vakuum, pomanjkanje kisika in drugi.
Soda, sol, jedka so vse spojine alkalijskih kovin, ki jih najdemo v naravi. Obstajajo v svoji čisti obliki, tvorijo usedline ali so del produktov zgorevanja določenih snovi. Včasih jih dobimo v laboratoriju. Toda te snovi so vedno pomembne in dragocene, saj obdajajo človeka in oblikujejo njegovo življenje.
Spojine alkalijskih kovin in njihova uporaba niso omejene na natrij. Tudi pogoste in priljubljene v sektorjih gospodarstva so soli, kot so:
- kalijev klorid;
- (kalijev nitrat);
- kalijev karbonat;
- sulfat.
Vsi so dragocena mineralna gnojila, ki se uporabljajo v kmetijstvu.
Zemljoalkalijske kovine - spojine in njihova uporaba
Ta kategorija vključuje elemente druge skupine glavne podskupine sistema kemičnih elementov. Njihovo trajno oksidacijsko stanje je +2. To so aktivni reducenti, ki zlahka vstopijo v kemične reakcije z večino spojin in enostavnih snovi. Pokažite vse značilne lastnosti kovin: sijaj, duktilnost, toplotno in električno prevodnost.
Najpomembnejša in najpogostejša med njimi sta magnezij in kalcij. Berilij je amfoteren, barij in radij pa sta redka elementa. Vsi so sposobni oblikovati naslednje vrste povezav:
- intermetalni;
- oksidi;
- hidridi;
- binarne soli (spojine z nekovinami);
- hidroksidi;
- soli (dvojne, kompleksne, kisle, bazične, srednje).
Razmislite o najpomembnejših spojinah s praktičnega vidika in njihovi uporabi.
Magnezijeve in kalcijeve soli
Takšne spojine zemeljskoalkalijskih kovin, kot so soli, so pomembne za žive organizme. Navsezadnje so kalcijeve soli vir tega elementa v telesu. In brez tega je nemogoče normalno oblikovanje okostja, zob, rogov pri živalih, kopit, dlake in dlake itd.
Torej, najpogostejša sol zemeljskoalkalijske kovine kalcija je karbonat. Njegova druga imena so:
- marmor;
- apnenec;
- dolomit.
Uporablja se ne samo kot dobavitelj kalcijevih ionov živemu organizmu, temveč tudi kot gradbeni material, surovina za kemično industrijo, kozmetično industrijo, steklo itd.
Pomembne so tudi spojine zemeljskoalkalijskih kovin, kot so sulfati. Na primer, barijev sulfat (medicinsko ime "baritna kaša") se uporablja v rentgenski diagnostiki. Kalcijev sulfat v obliki kristalnega hidrata je sadra, ki jo najdemo v naravi. Uporablja se v medicini, gradbeništvu, žigosanju odlitkov.
Fosfor iz zemeljskoalkalijskih kovin
Te snovi so poznane že v srednjem veku. Prej so jih imenovali fosforji. To ime se pojavlja še danes. Po svoji naravi so te spojine sulfidi magnezija, stroncija, barija, kalcija.
Z določeno obdelavo lahko pokažejo fosforescentne lastnosti, sijaj pa je zelo lep, od rdeče do svetlo vijolične. To se uporablja pri izdelavi prometnih znakov, delovnih oblačil in drugih stvari.
Kompleksne spojine
Snovi, ki vključujejo dva ali več različnih elementov kovinske narave, so kompleksne spojine kovin. Najpogosteje so tekočine lepih in večbarvnih barv. Uporablja se v analizni kemiji za kvalitativno določanje ionov.
Takšne snovi so sposobne tvoriti ne samo alkalijske in zemeljsko alkalijske kovine, ampak tudi vse druge. Obstajajo hidroksokompleksi, akvakompleksi in drugi.
Povežite se s številom s-elementov. Elektron zunanjega elektronskega sloja atoma alkalijske kovine je v primerjavi z drugimi elementi iste periode najbolj oddaljen od jedra, to pomeni, da je polmer atoma alkalijske kovine največji v primerjavi s polmeri atomov drugih elementov. istega obdobja. zapadlo
|
Element |
Jedrni naboj |
Število elektronov v energijskih nivojih |
Polmer atoma |
||||||
|
K |
L |
M |
n |
O |
p |
Q |
|||
|
1,57 1,86 2,36 2,43 2,62 |
|||||||||
s tem se valenčni elektron zunanje plasti atomov alkalijskih kovin zlahka odlomi in jih spremeni v pozitivne enojno nabite ione. To je posledica dejstva, da so spojine alkalijskih kovin z drugimi elementi zgrajene glede na vrsto ionske vezi.
Pri redoks reakcijah se alkalije obnašajo kot močni reducenti in ta sposobnost se povečuje od kovine do kovine s povečanjem naboja atomskega jedra.
Med kovinami imajo največjo kemijsko aktivnost alkalijske kovine. V nizu napetosti se vse alkalijske kovine nahajajo na začetku niza. Elektron zunanje elektronske plasti je edini valenčni elektron, zato so alkalijske kovine v kateri koli spojini enovalentne. Oksidacijsko stanje alkalijskih kovin je običajno +1.
Fizikalne lastnosti alkalijskih kovin so podane v tabeli. 19.
|
Element |
Serijska številka |
Atomska teža |
Tališče, ° C |
Vrelišče, °C |
Gostota, g/cm3 |
Trdota lestvice |
|
6,94 22,997 39,1 85,48 132,91 |
38,5 |
1336 |
0,53 0,97 0,86 1,53 |
Tipična predstavnika alkalijskih kovin sta natrij in kalij.
■ 26. Naredi splošen opis alkalijskih kovin po naslednjem načrtu:
a) podobnosti in razlike v zgradbi atomov alkalijskih kovin;
b) značilnosti obnašanja alkalijskih kovin v redoks reakcijah;
c) vrsta kristalne mreže v spojinah alkalijskih kovin;
d) značilnosti sprememb fizikalnih lastnosti kovin glede na polmer atoma.
Natrij
Elektronska konfiguracija natrijevega atoma je ls 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Struktura njegove zunanje plasti:
Natrij se v naravi pojavlja le v obliki soli. Najpogostejša natrijeva sol je kuhinjska sol NaCl, pa tudi mineral silvinit KCl NaCl in nekatere sulfatne soli, kot je Glauberjeva sol Na2SO4 10H2O, ki jo najdemo v velikih količinah v zalivu Kara-Bogaz-Gol Kaspijskega morja.
Iz navadne soli NaCl kovinski natrij pridobivamo z elektrolizo taline te soli. Naprava za elektrolizo je prikazana na sl. 76. Elektrode spustimo v staljeno sol. Anodni in katodni prostor sta ločena z diafragmo, ki izolira nastalo iz natrija, tako da ne pride do povratne reakcije. Pozitivni natrijev ion sprejme elektron s katode in postane nevtralen natrijev atom. Nevtralni atomi natrija se zbirajo na katodi v obliki staljene kovine. Proces, ki poteka na katodi, je lahko predstavljen z naslednjim diagramom:
Na + + Na 0 .
Ker je na katodi sprejem elektronov in je vsak sprejem elektronov s strani atoma ali iona redukcija, se natrijevi ioni na katodi zmanjšajo. Na anodi klorovi ioni oddajajo elektrone, to je proces oksidacije in sproščanja prostih
plinasti klor, ki ga lahko predstavimo z naslednjim diagramom:
Cl — — e— → Cl 0
Nastali kovinski natrij ima srebrno belo barvo in se zlahka reže z nožem. Rez v natriju, če ga pogledamo takoj po rezu, ima svetel kovinski lesk, vendar hitro potemni zaradi izjemno hitre oksidacije kovine.
riž. 76. Shema naprave za elektrolizo staljene soli. 1 - obročna katoda; 2 - zvonec za odstranjevanje plinastega klora iz anodnega prostora
Če natrij oksidiramo v majhni količini kisika pri temperaturi približno 180 °, dobimo natrijev oksid:
4Na + O2 = 2Na2O.
Pri zgorevanju v kisiku dobimo natrijev peroksid:
2Na + O2 = Na2O2.
V tem primeru natrij gori z bleščeče rumenim plamenom.
Zaradi lahke in hitre oksidacije natrija ga hranimo pod plastjo petroleja ali parafina, kar je prednostno, saj se določena količina zraka še vedno raztopi v kerozinu in do oksidacije natrija, čeprav počasi, vseeno pride.
Natrij lahko tvori spojino z vodikom - NaH hidrid, v katerem ima oksidacijsko stanje - 1. To je soli podobna spojina, ki se od hlapnih hidridov elementov glavnih podskupin skupin IV-VII razlikuje po narava kemijske vezi in velikost oksidacijskega stanja.
Kovinski natrij lahko reagira ne le s kisikom in vodikom, ampak tudi z mnogimi preprostimi in kompleksnimi snovmi. Na primer, pri drgnjenju malte z žveplom natrij burno reagira z njim in tvori:
2Na + S = Na2S
Reakcijo spremljajo bliski, zato je treba malto držati stran od oči, roko pa oviti v brisačo. Za reakcijo je treba vzeti majhne koščke natrija.
Natrij močno gori v kloru, da nastane natrijev klorid, kar je še posebej dobro opazovati v cevi s kalcijevim kloridom, v kateri teče tok klora skozi staljen in močno segret natrij:
2Na + Сl2 = 2NaCl
Natrij reagira ne samo s preprostimi, ampak tudi s kompleksnimi snovmi, na primer z vodo, izpodriva iz nje, ker je zelo aktivna kovina, je v nizu napetosti veliko levo od vodika in slednjega zlahka izpodrine iz voda:
2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2
Vnetih alkalijskih kovin ni mogoče gasiti z vodo. Najbolje ga je napolniti s sodo v prahu. V prisotnosti natrija se brezbarvni plamen plinskega gorilnika obarva rumeno.
Kovinski natrij se lahko uporablja kot katalizator v organski sintezi, na primer pri proizvodnji sintetičnega kavčuka iz butadiena. Služi kot izhodiščna snov za proizvodnjo drugih natrijevih spojin, kot je natrijev peroksid.
■ 27. S pomočjo reakcijskih enačb, navedenih v besedilu za reakcije s kovinskim natrijem, dokažite, da se ta obnaša kot reducent.
28. Zakaj se natrij ne more shraniti v zraku?
29. Študent je potopil kos natrija v raztopino bakrovega sulfata, v upanju, da bo izpodrinil kovino iz soli. Namesto rdeče kovine smo dobili želatinasto modro oborino. Opišite reakcije, ki so potekale, in zapišite njihove enačbe v molekulski in ionski obliki. Kako je treba spremeniti reakcijske pogoje, da bi reakcija privedla do želenega rezultata? Enačbe zapišite v molekulski, polni in skrajšani ionski obliki.
30. 2,3 g kovinskega natrija smo dali v posodo s 45 ml vode. Kaj je kavstična soda, ki nastane na koncu reakcije.
31. S katerimi sredstvi lahko pogasimo natrijev požar? Podajte utemeljen odgovor.
Kisikove spojine natrija. Natrijev hidroksid
Kisikove spojine natrija, kot smo že omenili, sta natrijev oksid Na2O in natrijev peroksid Na2O2.
Natrijev oksid Na2O ni posebnega pomena. Močno reagira z vodo in tvori kavstično sodo:
Na2O + H2O = 2NaOH
Natrijev peroksid Na202 je rumenkast prah. Lahko se šteje za nekakšno sol vodikovega peroksida, ker je njegova struktura enaka strukturi H2O2. Tako je natrijev peroksid najmočnejši oksidant. Pod delovanjem vode tvori alkalijo in:
Na2O2 + H2O = H2O2 + 2NaOH
Nastane tudi z delovanjem razredčenih kislin na natrijev peroksid:
Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4
Vse zgoraj navedene lastnosti natrijevega peroksida omogočajo uporabo za beljenje vseh možnih materialov.
riž. 77. Shema naprave za elektrolizo raztopine natrijevega klorida. 1 - anoda; 2 - diafragma, ki ločuje anodni in katodni prostor; 3 - katoda
Zelo pomembna natrijeva spojina je natrijev hidroksid ali natrijev hidroksid NaOH. Imenuje se tudi kavstična soda ali preprosto kavstična.
Za pridobivanje kavstične sode se uporablja kuhinjska sol - najcenejša naravna natrijeva spojina, ki jo podvržemo elektrolizi, vendar v tem primeru ne uporabljamo taline, temveč raztopino soli (slika 77). Za opis postopka elektrolize raztopine natrijevega klorida glej § 33. Na sl. 77 kaže, da sta anodni in katodni prostor ločena z diafragmo. To se naredi tako, da nastali produkti ne medsebojno delujejo, na primer Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O.
Kavstična soda je bela kristalinična trdna snov, dobro topna v vodi. Pri raztapljanju kavstične sode v vodi se sprosti velika količina toplote in raztopina je zelo vroča. Kavstično sodo je treba hraniti v dobro zaprtih posodah, da jo zaščitimo pred prodiranjem vodne pare, pod delovanjem katere se lahko močno navlaži, pa tudi pred ogljikovim dioksidom, pod vplivom katerega se lahko kavstična soda postopoma spremeni v natrijev karbonat. :
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O.
Kavstična soda je tipična alkalija, zato so previdnostni ukrepi pri delu z njo enaki kot pri delu z drugimi alkalijami.
Kavstična soda se uporablja v številnih panogah, na primer za čiščenje naftnih derivatov, proizvodnjo mila iz maščob, v papirni industriji, pri proizvodnji umetnih vlaken in barvil, pri proizvodnji zdravil itd. (Sl. 78).
V zvezek zapišite področja uporabe kavstične sode.
Od natrijevih soli je treba najprej opozoriti na namizno sol NaCl, ki služi kot glavna surovina za proizvodnjo kavstične sode in kovinskega natrija (za podrobnosti o tej soli glej str. 164), soda Na2CO3 (glej str. 278), Na2SO4 (glej str. 224), NaNO3 (glej str. 250) itd.
riž. 78. Uporaba kavstične sode
■ 32. Opišite način pridobivanja kavstične sode z elektrolizo kuhinjske soli.
33. Kavstično sodo lahko dobimo z delovanjem gašenega apna na natrijev karbonat. Sestavite molekulsko in ionsko obliko enačbe za to reakcijo in izračunajte tudi, koliko sode, ki vsebuje 95 % karbonata, bo potrebno za proizvodnjo 40 kg natrijevega hidroksida.
34. Zakaj se pri shranjevanju raztopine kavstične sode v steklenicah z brušenimi zamaški zamaški »zalepijo« in jih ni mogoče odstraniti? Če pa nekaj časa držite bučko prevrnjeno v vodi, se pluta prosto odstrani. S podajanjem reakcijskih enačb razloži, kakšni procesi potekajo v tem primeru.
35. Zapišite reakcijske enačbe v molekularni in ionski obliki, ki označujejo lastnosti kavstične sode kot tipične alkalije.
36. Katere previdnostne ukrepe je treba upoštevati pri delu s kavstično sodo? Katere ukrepe prve pomoči je treba zagotoviti pri opeklinah s kavstično sodo?
kalij
Tudi kalij K je precej pogosta alkalijska kovina, ki se od natrija razlikuje po atomskem radiju (četrta perioda) in ima zato večjo kemijsko aktivnost kot natrij. Elektronska konfiguracija kalijevega atoma je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
Struktura njegove zunanje elektronske plasti
Kalij je mehka kovina, ki dobro reže z nožem. Da bi se izognili oksidaciji, je tako kot natrij shranjen pod plastjo kerozina.
Z vodo kalij reagira še bolj burno kot natrij s tvorbo alkalije in sproščanjem vodika, ki se vname:
2K + 2H2O = 2KOH + H2.
Pri gorenju v kisiku (za gorenje je priporočljivo vzeti še manjše koščke kovine kot za gorenje natrija), tako kot natrij zelo močno gori s tvorbo kalijevega peroksida.
Vedeti je treba, da je kalij veliko bolj nevaren v obtoku kot natrij. Tudi pri rezanju kalija lahko pride do močne eksplozije, zato morate z njim ravnati še bolj previdno.
Kalijev hidroksid ali jedka pepelika KOH je bela kristalna snov. Kavstična pepelika je v vseh pogledih podobna kavstični sodi. Veliko jih uporabljajo v industriji mil, vendar je njihova proizvodnja nekoliko dražja, zato ne najde takšne uporabe kot NaOH.
Posebej je treba opozoriti na kalijeve soli, saj se nekatere pogosto uporabljajo kot gnojilo. To sta kalijev klorid KCl, kalijev nitrat KNO3, ki je tudi dušikovo gnojilo.
■ 37. Kako razložiti dejstvo, da je jedka pepelika kemično bolj aktivna od kavstične sode?
38. Košček kalija smo pomočili v kristalizator z vodo. Po končani reakciji smo tja dodali nekaj cinka v obliki bele želatinaste oborine. Oborina je izginila in ob preizkusu raztopine s fenolftaleinom se je ta obarval škrlatno. Kateri kemični procesi so se tukaj odvijali?
kaj 34
ALKALNE KOVINE
Alkalijske kovine vključujejo elemente prve skupine, glavne podskupine: litij, natrij, kalij, rubidij, cezij, francij.Biti vnarave
Na-2,64% (mase), K-2,5% (mase), Li, Rb, Cs - veliko manj, Fr - umetno pridobljen element
Li
Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 - spodumen
Na
NaCl - kuhinjska sol (kamena sol), halit
Na 2 SO 4 10H 2 O - Glauberjeva sol (mirabilit)
NaNO 3 - čilska solitra
Na 3 AlF 6 - kriolit
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - boraks
K
KCl NaCl - silvinit
KCl MgCl 2 6H 2 O - karnalit
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 - glinenec (ortoklaz)
Lastnosti alkalijskih kovin
Ko se atomsko število poveča, se poveča atomski polmer, poveča se sposobnost darovanja valenčnih elektronov in poveča aktivnost redukcije:
Fizične lastnosti
Nizka tališča, nizke gostote, mehko, rezano z nožem.
Kemijske lastnosti
Tipične kovine, zelo močni reducenti. V spojinah imajo eno samo oksidacijsko stanje +1. Zmanjševalna moč narašča z večanjem atomske mase. Vse spojine so ionske narave, skoraj vse so topne v vodi. Hidroksidi R–OH so alkalije, njihova trdnost narašča z večanjem atomske mase kovine.
Vžgejo se na zraku pri zmernem segrevanju. Z vodikom tvorijo soli podobne hidride. Produkti zgorevanja so največkrat peroksidi.
Reducirna sposobnost se poveča v seriji Li–Na–K–Rb–Cs
1. Aktivno komunicirajte z vodo:
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Reakcija s kislinami:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2
3. Reakcija s kisikom:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (litijev oksid)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (natrijev peroksid)
K + O 2 → KO 2 (kalijev superoksid)
Na zraku alkalijske kovine takoj oksidirajo. Zato so shranjeni pod plastjo organskih topil (kerozin ipd.).
4. Pri reakcijah z drugimi nekovinami nastanejo binarne spojine:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenidi)
2Na + S → Na 2 S (sulfidi)
2Na + H 2 → 2NaH (hidridi)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitridi)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (karbidi)
5. Kvalitativna reakcija na katione alkalijskih kovin je obarvanje plamena v naslednjih barvah:
Li + - karmin rdeče
Na + - rumena
K + , Rb + in Cs + - vijolična
potrdilo o prejemu
Ker alkalijske kovine so najmočnejši reducenti, jih je mogoče obnoviti iz spojin le z elektrolizo staljenih soli:
2NaCl=2Na+Cl 2
Uporaba alkalijskih kovin
Zlitine, ki vsebujejo litij, katalizator
Natrijeve - plinske sijalke, hladilno sredstvo v jedrskih reaktorjih
Rubidij - raziskovalno delo
Cezij - fotocelice
Oksidi, peroksidi in superoksidi alkalijskih kovin
potrdilo o prejemu
Pri oksidaciji kovine nastane samo litijev oksid
4Li + O 2 → 2Li 2 O
(v drugih primerih dobimo perokside ali superokside).
Vse okside (razen Li 2 O) dobimo s segrevanjem mešanice peroksida (ali superoksida) s presežkom kovine:
Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
Alkalijske kovine vključujejo kovine skupine IA periodnega sistema D.I. Mendelejev - litij (Li), natrij (Na), kalij (K), rubidij (Rb), cezij (Cs) in francij (Fr). Zunanji energijski nivo alkalijskih kovin ima en valenčni elektron. Elektronska konfiguracija zunanjega energijskega nivoja alkalijskih kovin je ns 1 . V svojih spojinah imajo eno samo oksidacijsko stanje, ki je enako +1. V OVR so reducenti, tj. darovati elektron.
Fizikalne lastnosti alkalijskih kovin
Vse alkalijske kovine so lahke (imajo nizko gostoto), zelo mehke (z izjemo Li, jih je enostavno rezati z nožem in jih je mogoče zviti v folijo), imajo nizka vrelišča in tališča (s povečanjem naboja jedro atoma alkalijske kovine se tališče zniža).
V prostem stanju so Li, Na, K in Rb srebrno bele kovine, Cs je zlatorumena kovina.
Alkalijske kovine hranimo v zaprtih ampulah pod plastjo kerozina ali vazelinskega olja, saj so zelo reaktivne.
Alkalijske kovine imajo visoko toplotno in električno prevodnost, kar je posledica prisotnosti kovinske vezi in telesno osredotočene kristalne mreže
Pridobivanje alkalijskih kovin
Vse alkalijske kovine je mogoče pridobiti z elektrolizo taline njihovih soli, vendar se v praksi na ta način pridobivata samo Li in Na, kar je povezano z visoko kemijsko aktivnostjo K, Rb, Cs:
2LiCl \u003d 2Li + Cl 2
2NaCl \u003d 2Na + Cl 2
Katero koli alkalijsko kovino lahko dobimo z redukcijo ustreznega halogenida (klorida ali bromida) z uporabo Ca, Mg ali Si kot redukcijskih sredstev. Reakcije potekajo pri segrevanju (600 - 900C) in pod vakuumom. Enačba za pridobivanje alkalijskih kovin na ta način v splošni obliki:
2MeCl + Ca \u003d 2Me + CaCl 2,
kjer sem jaz kovina.
Znana metoda za proizvodnjo litija iz njegovega oksida. Reakcija poteka pri segrevanju na 300 °C in pod vakuumom:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
Pridobivanje kalija je možno z reakcijo med staljenim kalijevim hidroksidom in tekočim natrijem. Reakcija poteka pri segrevanju na 440 °C:
KOH + Na = K + NaOH
Kemijske lastnosti alkalijskih kovin
Vse alkalijske kovine aktivno sodelujejo z vodo in tvorijo hidrokside. Zaradi visoke kemične aktivnosti alkalijskih kovin lahko reakcijo interakcije z vodo spremlja eksplozija. Litij najmirneje reagira z vodo. Reakcijska enačba v splošni obliki:
2Me + H2O \u003d 2MeOH + H2
kjer sem jaz kovina.
Alkalijske kovine medsebojno delujejo z atmosferskim kisikom in tvorijo številne različne spojine - okside (Li), perokside (Na), superokside (K, Rb, Cs):
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Vse alkalijske kovine pri segrevanju reagirajo z nekovinami (halogeni, dušik, žveplo, fosfor, vodik itd.). Na primer:
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Li + 2C \u003d Li 2 C 2
2Na + H2 = 2NaH
Alkalijske kovine lahko medsebojno delujejo s kompleksnimi snovmi (raztopine kislin, amoniaka, soli). Torej, ko alkalijske kovine komunicirajo z amoniakom, nastanejo amidi:
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
Interakcija alkalnih kovin s solmi poteka po naslednjem principu - iz svojih soli izpodrivajo manj aktivne kovine (glej vrsto aktivnosti kovin):
3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al
Interakcija alkalijskih kovin s kislinami je dvoumna, saj bo med takimi reakcijami kovina najprej reagirala z vodo kislinske raztopine, alkalija, ki nastane kot posledica te interakcije, pa bo reagirala s kislino.
Alkalijske kovine reagirajo z organskimi snovmi, kot so alkoholi, fenoli, karboksilne kisline:
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
Kvalitativne reakcije
Kvalitativna reakcija na alkalijske kovine je obarvanje plamena z njihovimi kationi: Li + obarva plamen rdeče, Na + rumeno, K + , Rb + , Cs + pa vijolično.
Primeri reševanja problemov
PRIMER 1
| telovadba | Izvedite kemijske transformacije Na → Na 2 O → NaOH → Na 2 SO 4 |
| rešitev | 4Na + O 2 → 2Na 2 O To so elementi I. skupine periodnega sistema: litij (Li), natrij (Na), kalij (K), rubidij (Rb), cezij (Cs), francij (Fr); zelo mehka, duktilna, taljiva in lahka, običajno srebrno bela; kemično zelo aktiven; burno reagirajo z vodo in nastanejo alkalije(od koder ime).
Reducirna sposobnost se poveča v nizu ––Li–Na–K–Rb–Cs. Vse spojine alkalijskih kovin so ionske narave. Skoraj vse soli so topne v vodi. nizka tališča, Majhne vrednosti gostote, Mehko, rezano z nožem Alkalijske kovine so zaradi svoje aktivnosti shranjene pod plastjo kerozina, da preprečijo dostop zraka in vlage. Litij je zelo lahek in v kerozinu priplava na površje, zato je shranjen pod plastjo vazelina. Kemijske lastnosti alkalijskih kovin1. Alkalijske kovine aktivno sodelujejo z vodo:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 2. Reakcija alkalijskih kovin s kisikom:4Li + O 2 → 2Li 2 O (litijev oksid) 2Na + O 2 → Na 2 O 2 (natrijev peroksid) K + O 2 → KO 2 (kalijev superoksid) Na zraku alkalijske kovine takoj oksidirajo. Zato so shranjeni pod plastjo organskih topil (kerozin ipd.). 3. Pri reakcijah alkalnih kovin z drugimi nekovinami nastanejo binarne spojine:2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenidi) 2Na + S → Na 2 S (sulfidi) 2Na + H 2 → 2NaH (hidridi) 6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitridi) 2Li + 2C → Li 2 C 2 (karbidi) 4. Reakcija alkalijskih kovin s kislinami(redko se izvaja, obstaja konkurenčna reakcija z vodo): 2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 5. Interakcija alkalijskih kovin z amoniakom(nastane natrijev amid): 2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2 6. Interakcija alkalijskih kovin z alkoholi in fenoli, ki v tem primeru kažejo kisle lastnosti:2Na + 2C 2 H 5 OH \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2; 2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2; 7. Kvalitativna reakcija na katione alkalijskih kovin - obarvanje plamena v naslednjih barvah:Li + - karmin rdeče Na + - rumena K + , Rb + in Cs + - vijolična Pridobivanje alkalijskih kovinKovinski litij, natrij in kalij prejeti elektroliza staljenih soli (kloridov) ter rubidija in cezija - zmanjšanje v vakuumu, ko se njihovi kloridi segrejejo s kalcijem: 2CsCl + Ca \u003d 2Cs + CaCl 2 2NaCl + CaC 2 \u003d 2Na + CaCl 2 + 2C; Aktivne alkalijske kovine se sproščajo v vakuumsko termičnih procesih zaradi svoje visoke hlapnosti (njihove pare se odvajajo iz reakcijskega območja).
Elektronska konfiguracija litijevega atoma je 1s 2 2s 1 . Ima največji atomski radij v 2. periodi, kar olajša odcepitev valenčnega elektrona in nastanek Li + iona s stabilno konfiguracijo inertnega plina (helija). Zato njegove spojine nastanejo s prenosom elektrona z litija na drug atom in pojavom ionske vezi z majhno količino kovalence. Litij je tipičen kovinski element. V obliki snovi je alkalijska kovina. Od drugih članov skupine I se razlikuje po majhnosti in najmanjši aktivnosti v primerjavi z njimi. V tem pogledu je podoben elementu skupine II, magneziju, ki se nahaja diagonalno od Li. V raztopinah je ion Li + visoko solvatiran; obdaja jo več deset molekul vode. Litij je po energiji solvatacije – adicije molekul topila bližje protonu kot kationom alkalijskih kovin. Majhna velikost Li + iona, visok jedrski naboj in samo dva elektrona ustvarjajo pogoje za nastanek precej pomembnega polja pozitivnega naboja okoli tega delca, zato ga v raztopinah pritegne veliko število molekul polarnega topila in njeno koordinacijsko število je veliko, kovina lahko tvori znatno število organolitijevih spojin. Natrij začne 3. obdobje, zato ima na zunanji ravni samo 1e - , ki zaseda 3s orbitalo. Polmer atoma Na je največji v 3. periodi. Ti dve lastnosti določata naravo elementa. Njegova elektronska konfiguracija je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Edino oksidacijsko stanje natrija je +1. Njegova elektronegativnost je zelo majhna, zato je natrij v spojinah prisoten le v obliki pozitivno nabitega iona in daje kemijski vezi ionski značaj. Velikost Na + iona je veliko večja od Li + in njegova solvatacija ni tako velika. Vendar ne obstaja v prosti obliki v raztopini. Fiziološki pomen ionov K + in Na + je povezan z njihovo različno adsorpcijsko sposobnostjo na površini komponent, ki sestavljajo zemeljsko skorjo. Natrijeve spojine se le malo adsorbirajo, kalijeve spojine pa glina in druge snovi močno zadržijo. Celične membrane, ki so vmesnik celica-okolje, so prepustne za ione K +, zaradi česar je znotrajcelična koncentracija K + veliko višja od koncentracije ionov Na +. Hkrati koncentracija Na + v krvni plazmi presega vsebnost kalija v njej. Ta okoliščina je povezana s pojavom membranskega potenciala celic. Iona K + in Na + - ena glavnih sestavin tekoče faze telesa. Njihovo razmerje z ioni Ca 2+ je strogo določeno, njegova kršitev pa vodi do patologije. Vnos Na + ionov v telo nima opaznega škodljivega učinka. Povečanje vsebnosti ionov K + je škodljivo, vendar v normalnih pogojih povečanje njegove koncentracije nikoli ne doseže nevarnih vrednosti. Vpliv ionov Rb + , Cs + , Li + še ni dovolj raziskan. Od različnih lezij, povezanih z uporabo spojin alkalijskih kovin, so najpogostejše opekline z raztopinami hidroksida. Delovanje alkalij je povezano z raztapljanjem kožnih beljakovin v njih in tvorbo alkalnih albuminatov. Alkalije se zaradi njihove hidrolize ponovno sproščajo in delujejo na globlje plasti telesa ter povzročajo nastanek razjed. Nohti pod vplivom alkalij postanejo dolgočasni in krhki. Poškodbe oči, tudi z zelo razredčenimi raztopinami alkalij, ne spremlja le površinsko uničenje, temveč tudi kršitve globljih delov očesa (šarenice) in vodijo do slepote. Pri hidrolizi amidov alkalijskih kovin hkrati nastajata alkalije in amoniak, ki povzročata traheobronhitis fibrinoznega tipa in pljučnico. G. Davy je pridobil kalij skoraj istočasno z natrijem leta 1807 med elektrolizo mokrega kalijevega hidroksida. Iz imena te spojine - "kavstična pepelika" in element je dobil ime. Lastnosti kalija se izrazito razlikujejo od lastnosti natrija zaradi razlike v polmerih njihovih atomov in ionov. V kalijevih spojinah je vez bolj ionska, v obliki iona K + pa ima zaradi svoje velikosti manjši polarizacijski učinek kot natrij. Naravna mešanica je sestavljena iz treh izotopov 39 K, 40 K, 41 K. Eden od njih je 40 K ‑ je radioaktiven in določen delež radioaktivnosti mineralov in zemlje je povezan s prisotnostjo tega izotopa. Njegova razpolovna doba je dolga – 1,32 milijarde let. Ugotavljanje prisotnosti kalija v vzorcu je precej preprosto: hlapi kovine in njenih spojin obarvajo plamen vijolično rdeče. Spekter elementa je precej preprost in dokazuje prisotnost 1e - na 4s orbitali. Študija o tem je služila kot ena od podlag za iskanje splošnih vzorcev v strukturi spektrov. Leta 1861 je Robert Bunsen med preučevanjem soli mineralnih vrelcev s spektralno analizo odkril nov element. Njegovo prisotnost so dokazovale temno rdeče črte v spektru, ki jih drugi elementi niso dali. Po barvi teh črt so element poimenovali rubidij (rubidus-temno rdeč). Leta 1863 je R. Bunsen pridobil to kovino v čisti obliki z redukcijo rubidijevega tartrata (vinske soli) s sajami. Značilnost elementa je rahla razdražljivost njegovih atomov. Emisija elektronov iz njega se pojavi pod vplivom rdečih žarkov vidnega spektra. To je posledica majhne razlike v energijah atomskih orbital 4d in 5s. Od vseh alkalnih elementov s stabilnimi izotopi ima rubidij (kot cezij) enega največjih atomskih radijev in nizek ionizacijski potencial. Takšni parametri določajo naravo elementa: visoka elektropozitivnost, ekstremna kemična aktivnost, nizko tališče (39 0 C) in nizka odpornost na zunanje vplive. Odkritje cezija je tako kot rubidija povezano s spektralno analizo. Leta 1860 je R. Bunsen v spektru odkril dve svetlo modri črti, ki nista pripadali nobenemu takrat znanemu elementu. Od tod tudi ime "caesius" (caesius), kar pomeni nebeško modro. Je zadnji element podskupine alkalijskih kovin, ki ga še vedno najdemo v merljivih količinah. Največji atomski radij in najmanjši prvi ionizacijski potenciali določajo naravo in obnašanje tega elementa. Ima izrazito elektropozitivnost in izrazite kovinske lastnosti. Želja po darovanju zunanjega 6s-elektrona vodi v dejstvo, da vse njegove reakcije potekajo izjemno burno. Majhna razlika v energijah atomskih orbital 5d in 6s je odgovorna za rahlo razdražljivost atomov. Elektronsko sevanje v ceziju opazimo pod delovanjem nevidnih infrardečih žarkov (termičnih). Ta značilnost atomske strukture določa dobro električno prevodnost toka. Zaradi vsega tega je cezij nepogrešljiv v elektronskih napravah. V zadnjem času se čedalje več pozornosti posveča cezijevi plazmi kot gorivu prihodnosti in v povezavi z reševanjem problema termonuklearne fuzije. V zraku litij aktivno reagira ne le s kisikom, ampak tudi z dušikom in je prekrit s filmom, sestavljenim iz Li 3 N (do 75%) in Li 2 O. Preostale alkalijske kovine tvorijo perokside (Na 2 O 2) in superoksidi (K 2 O 4 ali KO 2). Z vodo reagirajo naslednje snovi: 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. Za regeneracijo zraka na podmornicah in vesoljskih ladjah, v izolacijskih plinskih maskah in dihalnih aparatih bojnih plavalcev (podmorniških saboterjev) je bila uporabljena mešanica "oksona": 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. To je trenutno standardno polnjenje regeneracijskih kartuš za izolacijske plinske maske za gasilce. Litijev hidrid se uporablja kot močno redukcijsko sredstvo. hidroksidi alkalijske kovine razjedajo steklene in porcelanaste posode, v kremenčevih posodah jih ni mogoče segrevati: SiO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + H 2 O. Natrijev in kalijev hidroksid pri segrevanju do vrelišča (več kot 1300 0 C) ne odcepita vode. Nekatere natrijeve spojine imenujemo soda: a) natrijev pepel, brezvodna soda, soda za pranje perila ali samo soda - natrijev karbonat Na 2 CO 3; |
Vse alkalijske kovine so izjemno aktivne, kažejo redukcijske lastnosti v vseh kemijskih reakcijah, oddajo svoj edini valenčni elektron, se spremenijo v pozitivno nabit kation in imajo eno samo oksidacijsko stanje +1.
