Щелочные металлы

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Группа → 1
↓ Период
2
3
Литий
6,941
[Не]2s1
3
11
Натрий
22,989
[Nе]3s1
4
19
Калий
39,098
[Ar]4s1
5
37
Рубидий
85,467
[Kr]5s1
6
55
Цезий
132,906
[Xe]6s1
7
87
Франций
(223)
[Rn]7s1
8
119
Унуненний
(316)
[Uuo]8s1

Щелочны́е мета́ллы — это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы)[1]: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, и унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.

Общая характеристика щелочных металлов[править | править вики-текст]

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).

Некоторые атомные и физические свойства щелочных металлов

Атомный
номер
Название,
символ
Число природных изотопов Атомная масса Энергия ионизации, кДж*моль−1 Сродство к электрону, кДж*моль−1 ЭО ΔHдисс, кДж*моль−1 Металл. радиус, нм Ионный радиус (КЧ 6), нм tпл,
°C
tкип,
°C
ρ,
г/см³
ΔHпл, кДж*моль−1 ΔHкип, кДж*моль−1 ΔHобр, кДж*моль−1
3 Литий Li 2 6,941(2) 520,2 59,8 0,98 106,5 0,152 0,076 180,6 1342 0,534 2,93 148 162
11 Натрий Na 1 22,989768(6) 495,8 52,9 0,99 73,6 0,186 0,102 97,8 883 0,968 2,64 99 108
19 Калий К 2+1а 39,0983(1) 418,8 46,36 0,82 57,3 0,227 0,138 63,07 759 0,856 2,39 79 89,6
37 Рубидий Rb 1+1а 85,4687(3) 403,0 46,88 0,82 45,6 0,248 0,152 39,5 688 1,532 2,20 76 82
55 Цезий Cs 1 132,90543(5) 375,7 45,5 0,79 44,77 0,265 0,167 28,4 671 1,90 2,09 67 78,2
87 Франций Fr 1а (223) 380 (44,0) 0,7 0,180 20 690 1,87 2 65
119 Унуненний Uue 0 ? (316) ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ?

а Радиоактивные изотопы: 40K, t1/2=1,277•109 лет; 87Rb, t1/2=4,75•1010 лет; 223Fr, t1/2=21,8 мин.

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.

Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмосиликата калия K2[Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2[Al2Si6O16]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl • KCl, карналлит KCl • MgCl2 • 6H2O, полигалит K2SO4 • MgSO4 • CaSO4 • 2H2O.

Химические свойства щелочных металлов[править | править вики-текст]

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

\mathsf{2 \ Li + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ LiOH + \ H_2 \uparrow}

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

\mathsf{4 \ Li + \ O_2 \longrightarrow 2 \ Li_2O}

\mathsf{2 \ Na + \ O_2 \longrightarrow \ Na_2O_2}

\mathsf{K + \ O_2 \longrightarrow \ KO_2}

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

\mathsf{2 \ Na + 2 \ NaOH \longrightarrow 2 \ Na_2O + \ H_2 \uparrow}

\mathsf{2 \ Na + \ Na_2O_2 \longrightarrow 2 \ Na_2O}

\mathsf{3 \ K + \ KO_2 \longrightarrow 2 \ K_2O}

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О22−и надпероксид-ион O2.

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО3. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:

Формула
кислородного соединения
Цвет
Li2O Белый
Na2O Белый
K2O Желтоватый
Rb2O Жёлтый
Cs2O Оранжевый
Na2O2 Светло-
жёлтый
KO2 Оранжевый
RbO2 Тёмно-
коричневый
CsO2 Жёлтый

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

\mathsf{Li_2O + \ H_2O \longrightarrow 2 \ LiOH}

\mathsf{K_2O + \ SO_3 \longrightarrow \ K_2SO_4}

\mathsf{Na_2O + 2 \ HNO_3 \longrightarrow 2 \ NaNO_3 + \ H_2O}

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

\mathsf{Na_2O_2 + 2 \ NaI + 2 \ H_2SO_4 \longrightarrow \ I_2 + 2 \ Na_2SO_4 + 2 \ H_2O}

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

\mathsf{Na_2O_2 + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ NaOH + \ H_2O_2}

\mathsf{2 \ KO_2 + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ KOH + \ H_2O_2 + \ O_2 \uparrow}

3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:

\mathsf{2 \ Na + \ H_2 \longrightarrow 2 \ NaH}

\mathsf{2 \ Na + \ Cl_2 \longrightarrow 2 \ NaCl}

\mathsf{2 \ K + \ S \longrightarrow \ K_2S}

\mathsf{6 \ Li + \ N_2 \longrightarrow 2 \ Li_3N}

\mathsf{2 \ Li + 2 \ C \longrightarrow \ Li_2C_2}

При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами.

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:

\mathsf{2 \ Na + 2 \ NH_3 \longrightarrow 2 \ NaNH_2 + \ H_2 \uparrow}

При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:

\mathsf{KNH_2 + \ H_2O \longrightarrow \ KOH + \ NH_3 \uparrow}

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

\mathsf{2 \ Na + 2 \ CH_3CH_2OH \longrightarrow 2 \ CH_3CH_2ONa + \ H_2 \uparrow}

\mathsf{2 \ Na + 2 \ CH_3COOH \longrightarrow 2 \ CH_3COONa + \ H_2 \uparrow}

4. Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:

Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями

Щелочной металл Цвет пламени
Li Карминно-красный
Na Жёлтый
K Фиолетовый
Rb Буро-красный
Cs Фиолетово-красный

Получение щелочных металлов[править | править вики-текст]

1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

\mathsf{2 \ LiCl \longrightarrow 2 \ Li + \ Cl_2 \uparrow}

катод: Li+ + e → Li

анод: 2Cl — 2e → Cl2

2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

\mathsf{4 \ NaOH \longrightarrow 4 \ Na + 2 \ H_2O + \ O_2 \uparrow}

катод: Na+ + e → Na

анод: 4OH — 4e → 2H2O + O2

3. Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600-900 °C:

\mathsf{2 \ MCl + \ Ca \longrightarrow 2 \ M \uparrow + \ CaCl_2}

Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка.[источник не указан 1314 дней]

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

Соединения щелочных металлов[править | править вики-текст]

Гидроксиды[править | править вики-текст]

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

\mathsf{2 \ NaCl + 2 \ H_2O \longrightarrow \ H_2 \uparrow + \ Cl_2 \uparrow + 2 \ NaOH }

катод: ~2 \ H^{+} + 2 \ e \longrightarrow \ H_2

анод: ~2 \ Cl^{-} - 2 \ e \longrightarrow \ Cl_2

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

\mathsf{Na_2CO_3 + \ Ca(OH)_2 \longrightarrow \ CaCO_3 \downarrow + 2 \ NaOH}

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na2CO3.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

\mathsf{2 \ LiOH + \ H_2SO_4 \longrightarrow \ Li_2SO_4 + 2 \ H_2O}

\mathsf{2 \ KOH + \ CO_2 \longrightarrow \ K_2CO_3 + \ H_2O}

\mathsf{KOH + \ Al(OH)_3 \longrightarrow \ K[Al(OH)_4]}

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:

\mathsf{2 \ LiOH \longrightarrow \ Li_2O + \ H_2O}

Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Соли[править | править вики-текст]

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

\mathsf{NaCl + \ NH_3 + \ CO_2 + \ H_2O \longrightarrow \ NaHCO_3 \downarrow + \ NH_4Cl}

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO3, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону:
\mathsf{2 \ NH_4Cl + \ Ca(OH)_2 \longrightarrow 2 \ NH_3 \uparrow + \ CaCl_2 + 2 \ H_2O}
Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.

При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na2CO3 и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:

\mathsf{2 \ NaHCO_3 \longrightarrow \ Na_2CO_3 + \ CO_2 \uparrow + \ H_2O}

Основной потребитель соды — стекольная промышленность.

В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO3, гидрокарбонат калия KHCO3 хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K2CO3 получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:

\mathsf{2 \ KOH + \ CO_2 \longrightarrow \ K_2CO_3 + \ H_2O}

Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO3.

Литература[править | править вики-текст]

  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
  • Ерёмина Е. А., Рыжова О. Н. Глава 14. Щелочные металлы // Справочник школьника по химии. — М.: Экзамен, 2009. — С. 224-231. — 512 с. — 5000 экз. — ISBN 978-5-377-01472-0.
  • Кузьменко Н. Е. , Ерёмин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. — М.: Экзамен, 1997-2001.
  • Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической химии. — М.: Химия, 1987.
  • Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1974.
  • Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
  • Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: Высший химический колледж РАН, 1997.

Примечания[править | править вики-текст]

См. также[править | править вики-текст]

Ссылки[править | править вики-текст]