Щелочные металлы

Содержание
  1. Щелочные металлы
  2. Общая характеристика
  3. Природные соединения
  4. Получение
  5. Химические свойства
  6. Оксиды щелочных металлов
  7. Гидроксиды щелочных металлов
  8. Щелочные металлы | CHEM-MIND.com
  9. Натрий
  10. Калий
  11. Рубидий и цезий
  12. Франций
  13. Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий. урок. Химия 11 Класс
  14. Металлы I группы главной подгруппы (Li, Na, K, Rb, Cs)
  15.                                     Щелочные металлы в природе
  16.                         Общиехимические свойства щелочных металлов
  17.            Получение и применение щелочных металлов
  18.                                                          Натрий (Natrium)
  19.                                    Едкие щелочи (NaOHиKOH)
  20.                                               Перекись натрия (Na2O2)
  21.                                  Оксид натрия (Na2O)
  22.                                                 Калий (Kalium)
  23.                              Литий (Lithium)
  24. Свойства
  25. Меры предосторожности
  26. Применение
  27. Урок №47. Щелочные металлы. Положение щелочных металлов в периодической системе и строение атомов. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Применение щелочных металлов и их соединений. – ХиМуЛя.com
  28. Характерные химические свойства щелочных металлов
  29.  2.      Реакция щелочных металлов с кислородом:
  30. 3.      В реакциях щелочных металлов с другими неметаллами образуются бинарные соединения:
  31. 4.      Реакция щелочных металлов с кислотами
  32. 5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком
  33. 6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:
  34. 7. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:
  35. Получение щелочных металлов
  36. Особенности химических свойств s-элементов I группы и их физиологическое действие

Щелочные металлы

Щелочные металлы

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns1:

  • Li – 2s1
  • Na – 3s1
  • K – 4s1
  • Rb – 5s1
  • Cs – 6s1
  • Fr – 7s1

Природные соединения

В природе щелочные металлы встречаются в виде следующих соединений:

  • NaCl – галит (каменная соль)
  • KCl – сильвит
  • NaCl*KCl – сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора – невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно – безводных):

NaCl → Na + Cl2↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

  • Реакция с кислородом
  • Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий – пероксид, калий, рубидий и цезий – супероксиды.Li + O2 → Li2O (оксид лития)Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия)K + O2 → KO2 (супероксид калия)

  • Реакции с неметаллами
  • Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.Li + H2 → LiH (в гидридах водород -1)Na + F2 → NaF (в фторидах фтор -1)Na + S → Na2S (в сульфидах сера -2)K + N2 → K3N (в нитридах азот -3)

  • Реакция с водой
  • Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда – взрыв.Na + H2O → NaOH + H2↑ (воду можно представить в виде HOH – натрий вытесняет водород)

  • Окрашивание пламени
  • Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: “… в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет”. Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий – в желтый, калий – в фиолетовый, рубидий – синевато-красный, цезий – синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R2O, например: Na2O, K2O.

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам – растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH – едкий натр, KOH – едкое кали.

Щелочные металлы | CHEM-MIND.com

Щелочные металлы

«Литий есть самый легкий металл; он имеет удельный вес 0,59, вследствие чего плавает даже на нефти; плавится около 185°, но не улетучивается при краснокалильном жаре. Цветом он напоминает натрий и, подобно ему, имеет желтый оттенок.»

Д. И. Менделеев. Основы химии.

Когда в 1817 г. 25-летний шведский химик Юхан Август Арфведсон (1792—1841) вы-делил из минерала петалита новую «огнепостоянную щелочь до сих пор неизвестной природы» (это был гидроксид лития), его учитель, знаменитый шведский химик Йенс Якоб Берцелиус (1779—1848), предложил назвать ее литионом, от греч. lithos — камень.

Эта щелочь, в отличие от уже известных натриевой и калиевой, впервые была обнаружена в «царстве» камней. В 1818 г. английский химик Гемфри Дэви (1778—1829) получил из «литиона» новый металл, который назвал литием. Этот же греческий корень — в словах «литосфера», «литография» (оттиск с каменной формы) и др.

Литий — самый легкий из твердых веществ: его плотность всего 0,53 г/см3 (вдвое меньше, чем у воды). Получают литий электролизом расплава хлорида лития. Редкое свойство металлического лития — реакция с азотом при обычных условиях с образованием нитрида лития.

Литий все шире применяется в производстве литий-ионных аккумуляторов. В результате мировое производство лития в 2012 г. составило 37 тысяч тонн — в пять раз больше, чем в 2005 г.

Соединения лития находят применение в стекольной и керамической промышленности. Гидроксид лития — поглотитель избытка углекислого газа в кабинах космических кораблей и подводных лодок. Карбонат лития применяется в психиатрии для лечения некоторых расстройств. В среднем человеке содержится менее 1 мг лития.

Эта щелочь, в отличие от уже известных натриевой и калиевой, впервые была обнаружена в «царстве» камней. В 1818 г. английский химик Гемфри Дэви (1778—1829) получил из «литиона» новый металл, который назвал литием. Этот же греческий корень — в словах «литосфера», «литография» (оттиск с каменной формы) и др.

Литий — самый легкий из твердых веществ: его плотность всего 0,53 г/см3 (вдвое меньше, чем у воды). Получают литий электролизом расплава хлорида лития. Редкое свойство металлического лития — реакция с азотом при обычных условиях с образованием нитрида лития.

Литий все шире применяется в производстве литий-ионных аккумуляторов. В результате мировое производство лития в 2012 г. составило 37 тысяч тонн — в пять раз больше, чем в 2005 г.

Соединения лития находят применение в стекольной и керамической промышленности. Гидроксид лития — поглотитель избытка углекислого газа в кабинах космических кораблей и подводных лодок. Карбонат лития применяется в психиатрии для лечения некоторых расстройств. В среднем человеке содержится менее 1 мг лития.

Натрий

«Получение металлического натрия относится к важнейшим открытиям в химии не потому одному, что чрез то расширилось и стало более правильным понятие о простых телах, но потому особенно, что в натрии видны химические свойства, лишь слабо выраженные в других общеизвестных металлах.»

Д. И. Менделеев. Основы химии.

Русское название «натрий» (оно есть также в шведском и немецком языках) происходит от слова «натрон»: так древние египтяне называли сухую соду, которую использовали в процессе мумификации. В XVIII веке название «натрон» закрепилось за «минеральной щелочью» — едким натром.

Сейчас натронной известью называют смесь едкого натра и оксида кальция (по-английски soda lime), а натрий по-английски (и во многих других языках — sodium). Слово «сода» произошло от латинского названия растения солянка (sodanum). Это прибрежное морское растение, золу которого в древности использовали при изготовлении стекла.

В этой золе содержится карбонат натрия, который назвали содой. И сейчас сода — важнейшая составная часть шихты для производства большинства стекол, в том числе оконных.

Галит — основной минерал натрия

Первым из людей, который увидел, как выглядит металлический натрий, был Г. Дэви, выделивший новый металл с помощью электролиза. Он же предложил название новому элементу — sodium.

Натрий — очень активный металл, он быстро окисляется на воздухе, покрываясь толстой коркой продуктов реакций с кислородом и водяными парами.

Известен лекционный опыт: если маленький кусочек натрия бросить в воду, он начнет реагировать с ней, выделяя водород. В реакции выделяется много теплоты, которая расплавляет натрий, и его шарик бегает по поверхности.

Вода охлаждает натрий и не дает водороду вспыхнуть, но если кусок натрия будет большим, возможно возгорание и даже взрыв.

Металлический натрий широко применяется для различных синтезов как восстановитель, а также как осушитель неводных жидкостей. Он присутствует в обладающих высокой емкостью натриево-серных аккумуляторах.

Легкоплавкий сплав натрия с кали-ем, жидкий при комнатной температуре, работает теплоносителем, отводящим избыточную тепловую энергию от ядерных реакторов.

Всем известен желтый цвет пламени в присутствии натрия: именно так окрашивается пламя газовой конфорки, если в него попадет мельчайшая капля соленого супа. Пары натрия светятся желтым светом в экономичных газоразрядных лампах, освещающих улицы.

Многие столетия соль была единственным средством консервации пищевых продуктов. Без поваренной соли были бы невозможны дальние морские плавания, кругосветные экспедиции и великие географические открытия. История России знает грандиозное восстание, получившее название Соляной бунт, которое началось в 1648 г. и прокатилось по всей стране. Одна из причин восстания — повышение на-лога на соль.

Когда-то натрий получали сотнями тысяч тонн в год: его использовали для получения тетраэтилсвинца, повышающего октановое число бензина. Запрет на этилированный бензин во многих странах привел к снижению производства натрия. Сейчас мировое производство натрия — около 100 тысяч тонн в год.

Минерал галит (хлорид натрия) образует громадные залежи каменной соли. Толь-ко в России ее запасы исчисляются десятками миллиардов тонн. Галит обычно содержит до 8% других солей, в основном магния и кальция.

Ежегодно добывается более 280 млн тонн хлорида натрия, это одно из самых крупномасштабных производств. Когда-то в больших количествах добывали в Чили нитрат натрия, отсюда его название — чилийская селитра.

Применение находят и другие соли натрия, которых в настоящее время известно множество. Одна из самых известных — сульфат натрия. Если эта соль содержит воду, она называется глауберовой.

Огромные ее количества образуются при испарении воды в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря (Туркмения), а также в некоторых соляных озерах.

В настоящее время растворы сульфата натрия используются в качестве аккумулятора тепла в устройствах, сохраняющих солнечную энергию, в производстве стекла, бумаги, тканей.

Соль поваренная

Натрий — жизненно важный элемент.

Ионы натрия находятся в основном во внеклеточной жидкости и участвуют в механизме мышечных сокращений (недостаток натрия вызывает судороги), в поддержании водно-солевого (ионы натрия задерживают воду в организме) и кислотно-щелочного баланса (поддержание постоянного значении рН крови).

Из хлорида натрия в желудке вырабатывается соляная кислота, без которой невозможно переваривание пищи. натрия в теле среднего человека — около 100 г. Натрий поступает в организм в основном в виде поваренной соли, ее суточная доза составляет 3—6 г. Одно-кратная доза более 30 г опасна для жизни.

Калий

По-арабски al-qili — зола, а также нечто прокаленное. Так же стали называть продукт, получаемый из золы растений, т. е. карбонат калия. В золе подсолнечника калия больше 30%. Без арабского артикля это слово в русском языке превратилось в «калий».

Кроме русского языка и латыни (kalium), этот термин сохранился во многих европейских языках: немецком, голландском, датском, норвежском, шведском (с латинским окончанием -um), в греческом (κάλιο), а также в ряде славянских языков: сербском (калијум), македонском (калиум), словенском (kalij).

Калий — один из самых распространенных элементов в земной коре. Основные его минералы — сильвин (хлорид калия), сильвинит (смешанный хлорид калия и натрия) и карналлит (смешанный хлорид калия и магния).

Сильвин, а также и нитрат калия (калийная, она же индийская селитра) в огромных количествах используются как калийные удобрения.

Вместе с азотом и фосфором калий — один из трех важнейших для питания растений элементов.

Сильвин — один из основных минералов калия (наряду с сильвинитом и карналлитом).

Английское название элемента (potassium), как и русское название карбоната калия (поташ), заимствовано из языков германской группы; в английском, немецком и голландском ash — зола, pot — горшок, т. е. поташ — это «зола из горшка».

Раньше карбонат калия получали, выпаривая в чанах вытяжку из золы; ее использовали для получения мыла. Калиевое мыло, в отличие от натриевого, жидкое. От арабского названия золы произошло название щелочи во многих европейских языках: англ. и голл. alkali, нем. Аlkali, франц. и итал. alcali и т.п.

Тот же корень присутствует в слове «алкалоиды» то есть «подобные щелочи»).

Калий был первым элементом, который открыл Г. Дэви (он впервые получил также литий, барий, кальций, стронций, магний и бор). Дэви подверг электролизу влажный ку-сок гидроксида калия.

При этом на его поверхности, по словам Дэви, «появлялись маленькие шарики с сильным металлическим блеском, внешне не отличавшиеся от ртути.

Некоторые из них сейчас же после своего образования сгорали со взрывом и с появлением яркого пламени, другие же не сгорали, а только тускнели, и поверхность их покрывалась белой пленкой». Калий — очень активный металл. Его маленький кусочек, внесенный в воду, взрывается.

Калий — важный биоэлемент, в организме человека содержится от 160 до 250 г калия, больше, чем натрия. Ионы калия участвуют в прохождении нервных импульсов. Много калия содержат фрукты и овощи.

Гидроксид калия используется для получения мыла. Он служит электролитом в щелочных аккумуляторах — железо-никелевых, никель-металлогидридных. Раньше нитрат калия (калиевая селитра) в огромных количествах расходовался для производства черного пороха; сейчас он используется как удобрение.

Природный калий содержит 0,0117% долгоживущего радионуклида 40К с периодом полураспада 1,26 млрд лет. Этим объясняется тот факт, что калий-40 «дожил» до нашего времени с момента его синтеза в ядерных реакциях в звездах.

Однако с момента образования Земли 4,5 млрд лет назад содержание 40К на планете из-за его распада снизилось в 12,5 раз! В теле человека массой 70 кг содержится примерно 20 мг 40К, или 3 · 1020 атомов, из которых каждую секунду распадается более 5000 атомов! Не исключено, что такое «внутреннее» облучение (усиленное распадом углерода-14) было одной из причин мутаций в ходе эволюции живой природы. Мировое производство металлического калия невелико: около 200 тонн в год.

Рубидий и цезий

Рубидий и цезий — первые химические элементы, от-крытые с помощью спектрального анализа. Этот метод разработали немецкие ученые и друзья — физик Густав Роберт Кирхгоф (1824—1887) и химик Роберт Вильгельм Бунзен (1811—1899), работавшие в Гейдельбергском университете.

С помощью этого исключительно чувствительного метода они анализировали все попадавшиеся им вещества в надежде найти что-то новое. И в начале 1860-х гг. открыли два новых элемента.

Это произошло, когда анализу подвергли сухой остаток, полученный выпариванием воды из минеральных источников курорта Бад-Дюркхайм, в 30 км от Гейдельберга. В спектре этого вещества, помимо уже известных им линий натрия, калия и лития, Кирхгоф и Бунзен заметили две слабые голубые линии.

Они поняли, что эти линии принадлежат неизвестному химическому элементу, который присутствует в воде в очень малых количествах. По свету спектральных линий новый элемент

Продолжив исследования, Кирхгоф и Бунзен обнаружили в присланном им из Саксонии алюмосиликатном минерале лепидо (литиевой слюде) еще один элемент, в спектре которого выделялись темно-красные линии. Его назвали рубидием: от лат.

rubidus — красный. Этот же элемент был обнаружен в минеральной воде, откуда химику Бунзену удалось его выделить.

Достойно упоминания что для получения нескольких граммов соли рубидия пришлось переработать 44 тонны минеральной воды и свыше 180 кг лепидолита.

Кристаллы цезия можно хранить в запаянной ампуле.

И как в конце XIX века в не менее титанической работе по выделению соли радия «компасом» для Марии Кюри служила радиоактивность, аналогичным «компасом» для Кирхгофа и Бунзена был спектроскоп.

Рубидий и цезий — типичные щелочные металлы. Это подтвердилось, когда химик Бунзен восстановлением соли рубидия  получил этот элемент в виде металла. Более активный цезий удалось получить в чистом виде только в 1881 г.

шведскому химику Карлу Теодору Сеттербергу (1853—1941) путем электролиза расплавленного цианида цезия. Цезий — один из самых легкоплавких металлов. В чистом виде он имеет золотистый цвет. Но получить чистый цезий непросто: на воздухе он мгновенно самовоспламеняется.

Чистый рубидий плавится всего при 39,3 °С, цезий — на 10 градусов ниже, и в очень жаркий летний день образцы этих металлов в ампулах становятся жидкими.

Мировое производство металлического рубидия невелико — около 3 тонн в год. В медицине используется рубидий-87: его атомы поглощаются клетками крови, и по излучению ими быстрых электронов с помощью специального оборудования можно увидеть «узкие места» в кровеносных сосудах. Используется рубидий в элементах солнечных батарей.

Густав Кирхгоф (слева) и Роберт Бунзен обнаружили рубидий благодаря спектроскопу. В спектре лепидолита они обнаружили темно-красные линии и дали имя новому элементу — рубидий.

В организме человека среднего возраста содержится примерно 0,7 г рубидия, а цезия — всего 0,04 мг.

Электронные переходы в атомах цезия используются в исключительно точных «атомных часах». Во всем мире сейчас более 70 таких точнейших часов — эталонов времени: ошибка составляет менее секунды за 100 миллионов лет. По цезиевым часам определена единица времени — секунда.

Было предложено использовать ионы цезия для разгона ракеты с помощью электро-реактивного двигателя. В нем ионы ускоряются в сильном электростатическом поле и выбрасываются через сопло.

Электрические ракетные двигатели при малой тяге способны работать длительное время и осуществлять полеты на большие расстояния.

Франций

Этот элемент открыла (по его радиоактивности) в 1939 г. сотрудница Института радия в Париже Маргарита Перей  (1909—1975), а название ему она дала в честь своей родины в 1946 г.

Франций — сосед цезия по Периодический системе элементов. Д. И. Менделеев так и назвал не открытый тогда еще элемент — экацезием. Этот последний и самый тяжелый щелочной металл разительно отличается от всех других в его группе.

Во-первых, никто никогда не видел и не увидит даже мельчайший кусочек франция. Во-вторых, у франция нет таких физических свойств, как плотность, температура плавления и кипения.

Так что термин «самый тяжелый металл» можно отнести только к его атомам, но не к простому веществу. И все по-тому, что франций — искусственно полученный сильно радиоактивный элемент, самый долгоживущий его изотоп 223Fr имеет период полураспада всего 22 минуты.

А чтобы изучить физические свойства вещества, нужно иметь его в виде хотя бы самого маленького кусочка. Но для франция это невозможно.

Маргарита Перей — первая женщина, избранная (в 1962 г.) во Французскую академию наук.

Франций получают искусственно. И по мере синтеза его атомы быстро распадаются. Причем чем больше накоплено атомов, тем больше их распадается в единицу времени.

Значит, чтобы просто поддерживать число атомов франция постоянным, их нужно синтезировать со скоростью не меньшей, чем скорость их распада. При синтезе франция в Дубне путем облучения урана мощным пучком протонов каждую секунду получался примерно миллион атомов этого элемента.

При такой скорости синтеза скорость распада образца становится равной скорости его образования, когда число его атомов равно двум миллиардам. Это совершенно ничтожное количество вещества, его даже в микроскоп не видно.

Кроме того, эти атомы не собраны в кусочек металла, а распределены по поверхности урановой мишени. Так что неудивительно, что во всем земном шаре в любой момент наберется не более двух—трех десятков граммов франция, рассеянных поодиночке в радиоактивных горных породах.

Источник: https://www.chem-mind.com/2017/03/12/%D1%89%D0%B5%D0%BB%D0%BE%D1%87%D0%BD%D1%8B%D0%B5-%D0%BC%D0%B5%D1%82%D0%B0%D0%BB%D0%BB%D1%8B/

Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий. урок. Химия 11 Класс

Щелочные металлы

Тема: Основные металлы и неметаллы

Урок: Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий

Главную подгруппу I группы Периодической системы Д.И. Менделеева составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Элементы этой подгруппы относят к металлам. Их общее название – щелочные металлы.

Щелочноземельные металлы находятся в главной подгруппе II группы Периодической системы Д.И. Менделеева. Это магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Щелочные и щелочноземельные металлы как типичные металлы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства. У элементов главных подгрупп металлические свойства с увеличением радиуса возрастают. Особенно сильно восстановительные свойства проявляются у щелочных металлов.

Настолько сильно, что практически невозможно проводить их реакции с разбавленными водными растворами, так как в первую очередь будет идти реакция взаимодействия их с водой. У щелочноземельных металлов ситуация аналогичная.

Они тоже взаимодействуют с водой, но гораздо менее интенсивно, чем щелочные металлы.

Электронные конфигурации валентного слоя щелочных металлов – ns1 , где n – номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов – ns2 (s-элементы).

У алюминия валентные электроны …3s23р1 (p-элемент). Эти элементы образуют соединения с ионным типом связи. При образовании соединений для них степень окисления соответствует номеру группы.

Обнаружение ионов металла в солях

Ионы металлов легко определить по изменению окраски пламени. Рис. 1.

Соли лития – карминово-красная окраска пламени. Соли натрия – желтый. Соли калия – фиолетовый через кобальтовое стекло. Рубидия – красный, цезия – фиолетово-синий.

Рис. 1

Соли щелочноземельных металлов: кальция – кирпично-красный, стронция – карминово-красный и бария – желтовато-зеленый. Соли алюминия окраску пламени не меняют. Соли щелочных и щелочноземельных металлов используются для создания фейерверков. И можно легко определить по окраске, соли какого металла применялись.

Свойства металлов

Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см3.

Химические свойства щелочных металлов

1. Взаимодействие с неметаллами

Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов.

2Na + Cl2→ 2NaCl

2Na + S  Na2S

2Na + H2 2NaH

3Na + P  Na3P

Литий – это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре.

6Li + N2 = 2Li3N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.

Li3N + 3H2O → 3LiOH + NH3↑

2. Взаимодействие с кислородом

Только с литием сразу образуется оксид лития.

4Li + О2 = 2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.

2Na + О2 = Na2О2. При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.

К + О2 = КО2  

3. Взаимодействие с водой

По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом.

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями

8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O

8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O

Получение щелочных металлов

Из-за высокой активности металлов, получать их можно при помощи электролиза солей, чаще всего хлоридов.

Соединения щелочных металлов находят большое применение в разных отраслях промышленности. См. Табл. 1.

РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
NaOHЕдкий натр (каустическая сода)
NaClПоваренная соль
NaNO3Чилийская селитра
Na2SO4∙10H2OГлауберова соль
Na2CO3∙10H2OСода кристаллическая
KOHЕдкое кали
KClХлорид калия (сильвин)
KNO3Индийская селитра
K2CO3Поташ

Их название связано с тем, что гидроксиды этих металлов являются щелочами, а оксиды раньше называли «земли». Например, оксид бария BaO – бариевая земля. Бериллий и магний чаще всего к щелочноземельным металлам не относят. Мы не будем рассматривать и радий, так как он радиоактивный.

Химические свойства щелочноземельных металлов.

1. Взаимодействие с неметаллами

Сa + Cl2→ 2СaCl2

Сa + S  СaS

Сa + H2 СaH2

3Сa + 2P  Сa3 P2-

2. Взаимодействие с кислородом

2Сa + O2 → 2CaO

3. Взаимодействие с водой

Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями

4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O

4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O

Получение щелочноземельных металлов

Металлический кальций и стронций получают электролизом расплава солей, чаще всего хлоридов.

CaCl2  Сa + Cl2

Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария

3BaO +2Al  3Ba + Al2O3

РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ

Самыми известными соединениями щелочноземельным металлов являются: CaО – негашеная известь. Ca(OH)2 – гашеная известь, или известковая вода.

При пропускании углекислого газа через известковую воду происходит помутнение, так как образуется нерастворимый карбонат кальция СаСО3.

 Но надо помнить, что при дальнейшем пропускании углекислого газа образуется уже растворимый гидрокарбонат и осадок исчезает.

Рис. 2

СaO + H2O → Ca(OH)2

Ca(OH)2 + CO2↑ → CaCO3↓+ H2O

CaCO3↓+ H2O + CO2 → Ca(HCO3)2

Гипс – это CaSO4∙2H2O, алебастр – CaSO4∙0,5H2O. Гипс и алебастр используются в строительстве, в медицине и для изготовления декоративных изделий. Рис. 2.

Карбонат кальция CaCO3 образует множество различных минералов. Рис. 3.

Рис. 3

Фосфат кальция Ca3(PO4)2  – фосфорит, фосфорная мука используется как минеральное удобрение.

Чистый безводный хлорид кальция CaCl2 – это гигроскопичное вещество, поэтому широко применяется в лабораториях как осушитель.

Карбид кальция – CaC2. Его можно получить так:

СaO + 2C →CaC2 +CO. Одно из его применений – это получение ацетилена.

CaC2 + 2H2O →Ca(OH)2 + C2H2↑

Сульфат бария BaSO4 – барит. Рис. 4. Используется как эталон белого в некоторых исследованиях.

Рис. 4

Жесткость воды

В природной воде содержатся соли кальция и магния. Если они содержатся в заметных концентрациях, то  в такой воде не мылится мыло из-за образования нерастворимых стеаратов. При её кипячении образуется накипь.

Временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Такую жесткость воды можно устранить кипячением.

Ca(HCO3)2  CaCO3↓ + СО2↑ + Н2О

Постоянная жесткость воды обусловлена наличием катионов Ca2+., Mg2+ и анионов H2PO4- ,Cl-, NO3- и др. Постоянная жесткость воды устраняется только благодаря реакциям ионного обмена, в результате которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок.

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaCl

Алюминий и его соединения

Алюминий занимает 4-е место по распространенности в земной коре, уступая кремнию, кислороду и водороду. В природе он присутствует в виде алюмосиликатов, глин и бокситов. Рис. 5.

Рис. 5

По своим химическим свойствам он гораздо менее активен, чем щелочные и щелочноземельные металлы. Во многом это связано с образованием не его поверхности тончайшей пленки оксида, которая препятствует или замедляет многие химические реакции.

Химические свойства алюминия

1. Реакция с галогенами

2Al + 3I2 2AlI3

2. Сгорает при нагревании с выделением большого количества теплоты

4Al + 3O2 2Al2O3 + Q . При этом может развиваться температура до 35000С.

3. Реакция с неметаллами

2Al + 3S  Al2S3

2Al + N2 2AlN

4Al + 3С  Al4С3

4. Взаимодействует с водой

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 +3H2↑ Если снять амальгамированием или механически пленку.

Амальгамирование – это нанесение на поверхность небольшого количества ртути.

5. Алюминий активно восстанавливает металлы из их оксидов (алюмотермия)

Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr; этот способ используется при получении многих металлов: Mn, Cr, V, W, Ba, Sr и др.

6. Взаимодействует с кислотами-неокислителями

2Al + 6HCl →2AlCl3 + 3H2↑

Алюминий не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами из-за пассивации. С разбавленной серной или азотной кислотой взаимодействует

8Al + 30HNO3 →8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

7. Взаимодействие со щелочами. Al, Al2O3, Al(OH)3 взаимодействуют со щелочами:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ (амфотерные свойства).

Al2O3 + 2NaOH  = 2NaAlO2 + H2O

8. Реагирует с растворами солей

2Al + 3CuCl2 → 2AlCl3 + 3Cu

Применение алюминия

Рис. 6

Алюминий широко применяется в быту и технике, так как он довольно легок, коррозионно-устойчив и нетоксичен. См. Рис. 6. Часто используются сплавы алюминия.

Основной – это дуралюмин (дюралюминий, дюраль). Это сплав алюминия, содержащий медь (массовая доля – 1,4-13%) и небольшие количества магния, марганца и других компонентов.

Используется как конструкционный материал в авиа- и машиностроении.

Оксиды и пероксиды способны реагировать с углекислым газом, образуя карбонат и кислород.

Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + 1/2O2

KO2 + CO2 → K2CO3 +  3/2O2

Если сложить эти 2 уравнения реакции, то получится смесь, выделяющая и 2 моль углекислого газа, и 2 моль кислорода.

Na2O2 + 2KO2 + 2 CO2 → Na2CO3 + K2CO3 + 2О2. Суммарный объём газа в левой и правой части уравнения будет одинаков. Постоянство объёма газа очень важно, так как такие смеси применяются для удаления CO2 и превращения его в нужный для дыхания кислород, например, в подводных лодках или космических станциях. Но там не должно происходить перепада давления.

Подведение итога урока

На уроке была раскрыта тема «Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий».

Вы узнали общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучили по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений было рассмотрено такое понятие, как жесткость воды.

Познакомились с алюминием, его свойствами и сплавами. Вы узнали, что такое смеси, регенерирующие кислород, озониды, пероксид бария и получение кислорода.

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok.ru (Источник).

2. Hemi.nsu.ru (Источник).

3. Chemport.ru (Источник).

4. Химик.ру (Источник).

Домашнее задание

1. №№3, 4, 5-а (с. 173) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Какую реакцию среды имеет водный раствор сульфида калия? Ответ подтвердите уравнением реакции гидролиза.

3. Определите массовую долю натрия в морской воде, которая содержит 1,5% хлорида натрия.

Источник: https://interneturok.ru/lesson/chemistry/11-klass/osnovnye-metally-i-nemetally/metally-i-ih-svoystva-schelochnye-metally-schelochnozemelnye-metally-alyuminiy

Металлы I группы главной подгруппы (Li, Na, K, Rb, Cs)

Щелочные металлы

Важным химическим продуктом с глубокой древности являлась зола. Мылкий раствор, образующийся при кипячении золы с водой (щёлок), был первым моющим средством, созданным человеком.

В Средние века люди научились выделять из золы соединения, которые и делали ее раствор мылким, — соду и поташ (карбонаты натрия и калия).

Долгое время названия этих двух солей означали лишь разные виды золы: поташом или кали называли золу, остающуюся после сгорания древесины, соломы, камыша и папоротника (эта зола богата калийными солями), а содой или натроном – золу других травянистых растений, в которых преобладали соли натрия.

На Руси производство поташа существовало уже в XI в. Золу, образующуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор после фильтрования выпаривали. Сухой остаток кроме карбоната калия содержал также и другие примеси в виде калийных солей.

https://www.youtube.com/watch?v=7JLRODnRwb4

В отличие от поташа, сода встречается в природе, например в водах натронных озёр в Египте. Природную соду древние египтяне использовали для бальзамирования, отбеливания холста, при изготовлении красящих веществ и при варке пищи.

Плиний Старший писал, что в дельте Нила соду выделяли из речной воды. Сода, получаемая из растительной золы, также содержала большое количество других солей.

Она поступала в продажу в виде крупных кусков, из-за примеси угля окрашенных в серый или черный цвет.

Получение соды в дельте Нила. Из книги Г.Агриколы «О горном деле и металлургии»

Химическое различие между содой и поташом окончательно установил в 1758 г. немецкий химик А. С. Маргграф. А в 1807 г. Г. Дэви провёл электролиз расплавов щелочей – гидроксида натрия и гидроксида калия, выделив металлические натрий и калий.

В XIX в. были открыты литий, цезий и рубидий. Так, в 1860 – 1861 г. немецкие ученые Р. В. Бунзен и Г. Р. Кирхгоф, изучая с помощью спектрального анализа природные алюмосиликаты, обнаружили в них два новых элемента. По цвету наиболее сильных линий спектра один из них назвали рубидием (от лат. rubidus – «темно – красный»), а другой – цезием (от лат. caesius – «небесно-голубой»).

                                    Щелочные металлы в природе

Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Натрий и калий принадлежат к распространенным элементам: содержание каждого из них в земной коре равно приблизительно 2%. Оба металла входят в состав различных минералов и горных пород силикатного типа.

Хлорид натрия содержится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной соли во многих местах земного шара. В верхних слоях этих отложений иногда содержатся довольно значительные количества калия, преимущественно в виде хлорида или двойных солей с натрием и магнием.

Однако большие скопления солей калия, имеющие промышленное значение встречаются редко. Наиболее важными из них являются соликамские месторождения Пермского края, стассфуртские в Германии и эльзасские – во Франции. Залежи натриевой селитры находятся в Чили. В воде многих озер содержится сода.

Наконец, огромные количества сульфата натрия находятся в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря, где эта соль и в зимние месяцы осаждается толстым слоем на дне.

Добыча соли

Среди соединений натрия важная роль принадлежит карбонату, или соде. Безводный средний карбонат натрия Na2CO3 называют кальцинированной содой, десятиводный кристаллогидрат Na2CO3∙10H2O – стиральной содой, а гидрокарбонат NaHCO3 – питьевой или пищевой содой.

Растворы среднего карбоната имеют сильнощелочную реакцию среды, их используют при стирке белья и при обработке шерсти.

Кроме того, кальцинированная сода находит широкое применение в производстве мыла, стекла, сульфита натрия, органических красителей.

Растворы гидрокарбоната имеют слабощелочную реакцию среды, поэтому питьевую соду используют в медицине, а также при приготовлении пищи.

Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены литий, рубидий и цезий. Чаще других встречается литий, но содержащие его минералы редко образуют большие скопления. Рубидий и цезий содержатся в небольших количествах в некоторых литиевых минералах.

Все известные изотопы франция радиоактивны и быстро распадаются (период полураспада изотопа 223Fr составляет 21,8 мин.). Первым был открыт изотоп 223Fr французской исследовательницей М.Пере в 1939 г.

В честь своей родины она назвала его францием. Он образуется при распаде актиния и в ничтожном количестве встречается в природе. В настоящее время небольшие количества франция получают искусственно.

                        Общиехимические свойства щелочных металлов

Во внешнем электронном слое атомы щелочных металлов имеют по одному электрону. Во втором внешнем электронном слое у атома лития содержатся два электрона, а у атомов остальных щелочных металлов – по восемь электронов.

Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы этих элементов довольно легко отдают этот электрон.

Легкость отдачи внешних электронов характеризует рассматриваемые элементы как наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у щелочных металлов особенно резко.

  1. Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами

а)взаимодействие с кислородом

Обратите внимание, что только литий окисляется кислородом до нормального оксида:

4Li + O2 = 2Li2O

Основным продуктом окисления натрия является пероксид:

2Na + O2 = Na2O2

а калий, рубидий и цезий сгорают в кислороде с образованием супероксидов (надпероксидов):

K + O2 = KO2

б)взаимодействие с галогенами (продукты взаимодействия галогениды):

2Na + Cl2 = 2NaCl

2K + Br2 = 2KBr

в) взаимодействие с серойи фосфором (продукты взаимодействия сульфиды и фосфиды):

2Na + S = Na2S        3K + P = K3P

2Li + S = Li2S

г)взаимодействие с водородом (продукты взаимодействия гидриды):

2K + H2 = 2KH

2Na+ H2 = 2NaH

Гидриды щелочных металлов разлагаются водой с образованием щелочи и свободного водорода:

NaH + H2O = NaOH + H2↑

KH + H2O = KOH + H2↑

д)взаимодействие с азотом и углеродом

Эти реакции наиболее характерны для лития, который с азотом взаимодействует даже при обычной температуре:

6Li + N2 = 2Li3N

2Li + 2C = Li2C2

  1. Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

а)взаимодействие с водой

Возможность взаимодействия щелочных металлов с водой обусловлена тем, что они находятся в начале ряда напряжений металлов, т.е. обладают очень высокой восстановительной активностью и могут окисляться даже ионами водорода из воды.

Взаимодействие натрия с водой

В результате реакций образуются растворы щелочей и выделяется водород, который иногда самовоспламеняется:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

2K + 2H2O = 2KOH + H2↑

б)взаимодействие с разбавленными кислотами

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑

Концентрированную серную кислоту щелочные металлы восстанавливают до сероводорода:

8Na + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O

Соли щелочных металлов окрашивают пламя горелки в различные цвета:

Li+ — красно-коричневый

Na+ — желтый

K+ — фиолетовый

Rb+ — красный

Cs+ — фиолетовый

Это свойство используется для качественного анализа, т.е. для обнаружения этих катионов.

Цвет пламени ионов щелочных металлов

           Получение и применение щелочных металлов

В промышленности натрий получают электролизом расплава смеси хлоридов натрия и кальция (она плавится при более низкой температуре, чем чистый хлорид натрия).

Интересно, что первым из расплава выделяется не кальций, а более активный натрий, так как ион Na+ в расплаве легче, чем Са2+, принимает электроны. Процесс проводят в стальных электролизёрах при 580 ̊ С.

Образующийся жидкий натрий всплывает на поверхность расплава и собирается в специальный приёмник.

Схема электролиза для получения натрия

Ежегодно в мире производится около 200 тыс. тонн металлического натрия, который применяется на атомных электростанциях и в авиадвигателях в качестве теплоносителя, в металлургии – как восстановитель, в лабораторной практике – для абсолютирования (обезвоживания) растворителей.

Литий, как и натрий получают электролизом расплавов, а остальные щелочные металлы вытесняют из расплавленных солей металлическим натрием и кальцием. Например, натрий при 850 ̊ С легко вытесняет более активный калий из расплава его хлорида: KCl + Na → NaCl + K↑

Это объясняется тем, что калий (tкип = 762 ̊ С), более летучий, чем натрий (tкип = 883 ̊ С), испаряется, и в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие реакции смещается вправо. Аналогично из хлорида цезия можно получить цезий: Ca + 2CsCl = 2Cs↑ + CaCl2

                                                         Натрий (Natrium)

Натрий

Натрий  представляет собой серебристо-белый металл. Он настолько мягок, что легко режется ножом. Вследствие легкой окисляемости на воздухе его хранят под слоем керосина.

В организме человека натрий в виде его растворимых солей, содержится в основном во внеклеточных жидкостях – плазме крови, лимфе, пищеварительных соках. Осмотическое давление плазмы крови поддерживается на необходимом уровне прежде всего за счет хлорида натрия.

Значительная потеря ионов натрия (они выводятся из организма с мочой и потом) неблагоприятно сказываются на здоровье человека. Поэтому врачи рекомендуют людям есть больше соленого. Однако и избыточное содержание их в пище вызывает негативную реакцию организма, например повышение артериального давления.

                                   Едкие щелочи (NaOH и KOH)

Гидроксиды щелочных металлов называют едкими щелочами. Они представляют собой белые кристаллические вещества, устойчивые к нагреванию, хорошо растворимые в воде (за исключением LiOH), а также в спирте.

Гидроксид калия

Гидроксид натрия – его называют также едким натром или каустической содой (от греч. «каустикос» — «жгучий», «едкий») – впервые был обнаружен в соде в 1736 г.

французским химиком Анри Луи Дюамелем Дю Монсо. Это вещество образуется при гидролизе соды: Na2CO3 + H2O ⇄ NaHCO3 + NaOH. В XVIII в.

едкий натр получали, действуя на сульфат натрия оксидом свинца (II): Na2SO4 + PbO + H2O = PbSO4↓ + 2NaOH

Другим способом получения едкого натра служило взаимодействие соды с известью Ca(OH)2 (каустификация соды): Ca(OH)2 + Na2CO3 ⇄ CaCO3 + 2NaOH.

В наше время едкие щелочи получают электролизом растворов солей, например хлоридов. При этом наряду с щелочью образуются другие важные вещества – водород и хлор.

https://www.youtube.com/watch?v=_JzTjsMKv_A

Гидроксиды натрия и калия применяют для очистки нефти и масел, в производстве бумаги, моющих средств, искусственных волокон. Благодаря способности активно поглощать влагу из воздуха (гигроскопичности) NaOH и KOH используются в лабораториях как осушители.

                                              Перекись натрия (Na2O2)

Пероксид натрия

Перекись(или пероксид) натрия образуется при сжигании натрия на воздухе или в кислороде. В заводских условиях перекись натрия готовят нагреванием расплавленного натрия в токе воздуха, освобожденного от СО2. Получающийся продукт имеет слабо-желтоватую окраску, обусловленную примесью соединения NaO2, называемого надперекисью натрия.

Перекись натрия – очень сильный окислитель. Многие органические вещества при соприкосновении с ней воспламеняются.

При осторожном растворении перекиси натрия в холодной воде получается раствор, содержащий гидроксид натрия и перекись водорода. Если нагревать полученный раствор, то вследствие разложения перекиси водорода из него выделяется кислород.

При действии на перекись натрия разбавленных кислот также получается перекись водорода, например: Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4

Перекись натрия применяется для отбелки тканей, шерсти, шелка и т.п. Важное значение имеет реакция взаимодействия перекиси натрия с углекислым газом:

2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2↑

На этой реакции основано применение перекиси натрия для регенерации воздуха в изолированных помещениях.

                                 Оксид натрия (Na2O)

Он может быть получен при пропускании над натрием, нагретым не выше 180̊ С, умеренного количества кислорода или нагреванием перекиси натрия с металлическим натрием: Na2O2 + 2Na = 2Na2O

Оксид натрия бурно реагирует с водой с образованием гидроксида натрия и выделением большого количества теплоты:

Na2O + H2O = 2NaOH

                                                Калий (Kalium)

Калий

По внешнему виду, а также по физическим и химическим свойствам калий очень похож на натрий, но обладает еще большей активностью. Подобно натрию, он имеет серебристо- белый цвет, быстро окисляется на воздухе и бурно реагирует с водой с выделением водорода.

Соли калия очень сходны с солями натрия, но обычно выделяются из растворов без кристаллизационной воды.

Калий принадлежит к числу элементов, необходимых в значительном количестве для питания растений. Хотя в почве находится довольно много солей калия, но и уносится его с некоторыми культурными растениями также очень много. Особенно много калия уносят лен и табак.

Калий отлагается в растениях главным образом в стеблях, поэтому удобрение земли навозом, содержащим солому, отчасти пополняет убыль калия. Но так как стебли перечисленных выше растений используются для промышленных целей, то в конце концов большая часть калия уходит из почвы, и для пополнения его убыли необходимо вносить калийные удобрения.

Источником получения калийных удобрений служат естественные отложения калийных солей. В России такие отложения находятся в районе Соликамска. Пласты соли состоящие главным образом из минералов карналлита KCl∙MgCl2∙6H2O и сильвинита KCl∙NaCl, залегают на большой площади между верховьями Камы и предгорьями Урала.

Соликамская шахта по добыче соли

Как и натрий, калий содержится во всех тканях организма человека. Но, в отличие от натрия, калий в преобладающем количестве находится внутри клеток.

Ион калия играет важную роль в некоторых физиологических и биохимических процессах. Определенная концентрация калия в крови необходима для нормальной работы сердца.

В организм калий поступает главным образом с растительной пищей; суточная потребность человека в нем составляет 2-3 г.

                             Литий (Lithium)

В 1817 г. в природных силикатах ученик Й.Я.Берцелиуса шведский химик Август Арфведсон обнаружил новый элемент, который назвал литием (от греч. «литос» — «камень»). В 1818 г. Г.Дэви получил литий в свободном виде электролизом расплава гидроксида.

В свободном состоянии литий – серебристо-белый металл, мягкий, хотя и жёстче остальных щелочных металлов, а также не такой легкоплавкий (tпл = 181̊ С). Литий настолько лёгок, что не тонет даже в керосине.

Литий

По сравнению с другими щелочными металлами литий обладает рядом особенностей.

Так, при сгорании на воздухе он дает оксид Li2O, напрямую взаимодействует с азотом, образуя нитрид Li3N, и с углеродом, образуя карбид Li2C2.

Некоторые соли лития (карбонат, фторид) малорастворимы в воде, а карбонат и гидроксид лития разлагаются при сильном нагреве с образованием оксида. Все эти свойства говорят о том, что химия лития близка химии магния.

Источник: https://al-himik.ru/jelementy-i-i-ii-gruppy-glavnoj-podgruppy/

Свойства

Все представители группы — мягкие металлы, их можно резать ножом, сгибать руками. Внешне — блестящие, белого цвета (кроме цезия). Цезий отливает золотистым блеском. Легкие: натрий и калий легче воды, литий всплывает даже в керосине.

Классические металлы с хорошей электро- и теплопроводностью. Горят, придают пламени характерный цвет, являющийся одним из аналитических способов определить тип металла. Легкоплавкие, самым «тугоплавким» является литий (+180,5 °С).

Цезий тает прямо в руках при температуре +28,4 °С.

Активность в группе увеличивается по мере роста атомной массы: Li →Cs. Обладают восстановительными свойствами, в том числе в реакции с водородом. Проявляют валентность -1. Бурно реагируют с водой (все кроме лития — со взрывом); с кислотами, кислородом. Взаимодействуют с неметаллами, спиртами, водным аммиаком и его производными, карбоновыми кислотами, многими металлами.

Калий и натрий являются биогенными элементами, участвуют в водно-солевом и кислотно-щелочном балансе человеческого организма, необходимы для нормальной циркуляции крови и функционирования многих энзимов. Калий важен для растений.

В нашем организме есть и рубидий. Его нашли в крови, костях, головном мозге, легких. Он оказывает противовоспалительное, противоаллергическое действие, притормаживает реакции нервной системы, усиливает иммунитет, положительно влияет на состав крови.

Меры предосторожности

Щелочные металлы очень опасны, способны воспламеняться и взрываться просто от контакта с водой или воздухом. Многие реакции протекают бурно, поэтому работать с ними допускается только после тщательного инструктажа, с применением всех мер предосторожностей, в защитной маске и защитных очках.

Растворы калия, натрия и лития в воде являются сильными щелочами (гидроксиды калия, натрия, лития); контакт с кожей приводит к глубоким болезненным ожогам. Попадание щелочей, даже низкой концентрации, в глаза может привести к слепоте. Реакции с кислотами, аммиаком, спиртами проходят с выделением пожаро- и взрывоопасного водорода.

Щелочные металлы хранят под слоем керосина или вазелина в герметичных емкостях. Манипуляции с чистыми реактивами проводят в аргоновой атмосфере.

Следует тщательно следить за утилизацией остатков после опытов со щелочными металлами. Все остатки металлов предварительно должны быть нейтрализованы.

Применение

  • Цезий и рубидий используются в фотоэлементах, топливных элементах.
  • Цезий применяется в источниках тока, энергоемких аккумуляторах, счетчиках радиоактивных частиц, гамма-спектрометрах для космических аппаратов; приборах ночного видения и оружейных прицелах. Изотопы цезия используются для стерилизации пищевой тары, медицинских инструментов, мясных продуктов, лекарств; они входят в состав некоторых лекарств, применяются для радиотерапии опухолей.
  • Рубидий входит в состав болеутоляющих, снотворных, успокаивающих препаратов. Применяется в телевизионных трубках, оптических приборах, низкотемпературных источниках тока, в смазке для космических аппаратов, высокочувствительных магнитометрах для космических и геофизических исследований. Производные рубидия используются в атомной промышленности, химпроме, вакуумных радиолампах, высокотемпературных термометрах.
  • Калий и натрий применяются в воздухо-восстановительных системах на подводных лодках и батискафах, в автономных противогазах и дыхательных аппаратах.
  • Литий востребован в источниках тока, для производства подшипниковых сплавов и литийорганических соединений, как катализатор в химпроме.
  • Натрий применяется в газоразрядных лампах, в металлургии; как теплоноситель в атомной индустрии; в химической индустрии в процессах орг.синтеза.
  • В разных сферах промышленности и быта используется большое количество производных щелочных металлов, например, пищевая и кальцинированная сода, поваренная соль, натриевая и калийная селитра, нитраты, сульфаты, карбонаты, гидроксиды натрия, калия и лития и пр.

Источник: https://pcgroup.ru/blog/schelochnye-metally/

Урок №47. Щелочные металлы. Положение щелочных металлов в периодической системе и строение атомов. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Применение щелочных металлов и их соединений. – ХиМуЛя.com

Щелочные металлы

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

К щелочнымметаллам относятся элементы первой группы, главной подгруппы: литий, натрий,калий, рубидий, цезий, франций.

Нахождение в природе

Na-2,64% (помассе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs – значительно меньше, Fr- искусственно полученныйэлемент

Li

Li2O • Al2O3 • 4SiO2 – сподумен

Na

NaCl –поваренная соль (каменная соль), галит

Na2SO4• 10H2O – глауберова соль(мирабилит)

NaNO3– чилийская селитра

Na3AlF6- криолит
Na2B4O7· 10H2O – бура

K

KCl • NaCl – сильвинит

KCl • MgCl2 • 6H2O – карналлит

K2O• Al2O3 • 6SiO2 – полевой шпат (ортоклаз)

Свойства щелочных металлов

Сувеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способностьотдавать валентные электроны увеличивается и восстановительная активность увеличивается:

Физические свойства

Низкиетемпературы плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом.

Химические свойства

Типичные металлы, очень сильные восстановители. Всоединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительнаяспособность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионныйхарактер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила ихвозрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. Сводородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всегопероксиды.

Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs


1.Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H2O→ 2NaOH + H2    ОПЫТ­

2Li + 2H2O→ 2LiOH + H2­

2.Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl →2NaCl + H2­

3.Реакция с кислородом:

4Li + O2→ 2Li2O(оксидлития)

2Na + O2→ Na2O2 (пероксид натрия)

K + O2→ KO2 (надпероксидкалия)

На воздухещелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органическихрастворителей (керосин и др.).

4.В реакциях с другими неметалламиобразуются бинарные соединения:

2Li + Cl2→ 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na2S(сульфиды)

2Na + H2→ 2NaH (гидриды)

6Li + N2→ 2Li3N (нитриды)

2Li + 2C → Li2C2 (карбиды)

5.Качественная реакция на катионыщелочных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:

Li+– карминово-красный

Na+– желтый

K+,Rb+ и Cs+ – фиолетовый

“Окрашивание пламени солями калия и натрия”

Получение

Т.к.щелочные металлы – это самые сильные восстановители, их можно восстановить изсоединений только при электролизе расплавов солей:
2NaCl=2Na+Cl2

Применение щелочных металлов

Литий -подшипниковые сплавы, катализатор

Натрий -газоразрядные лампы, теплоноситель в ядерных реакторах

Рубидий -научно-исследовательские работы

Цезий –фотоэлементы

Оксиды, пероксиды и надпероксиды щелочных металлов

Получение

Окислением металла получается только оксид лития

4Li + O2 → 2Li2O

(в остальных случаях получаются пероксиды илинадпероксиды).

Все оксиды (кроме Li2O) получают принагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

Na2O2+ 2Na → 2Na2O

KO2+ 3K → 2K2O

“Самовозгорание цезия на воздухе”

Химические свойства

Типичные основные оксиды.

Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li2O+ H2O → 2LiOH

Na2O+ SO3 → Na2SO4

K2O+ 2HNO3→ 2KNO3 + H2O

Пероксид натрия Na2O2

Получение

2Na + O2 → Na2O2

Химические свойства

1. Сильный окислитель:

2NaI +Na2O2 + 2H2SO4 → I2 +2Na2SO4 + 2H2O

2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3+ O2­

2. Разлагаетсяводой:

Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

Надпероксид калия KO2

Получение

K + O2 → KO2

Химические свойства

1. Сильныйокислитель:

4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3+ 3O2­

2. Разлагаетсяводой:

2KO2 + 2H2O → 2KOH + H2O2+ O2­

Гидроксиды щелочных металлов – ROH

Белые, кристаллические вещества, гигроскопичны; хорошорастворимы в воде (с выделением тепла). В водных растворах нацелодиссоциированы.

NaOH-едкий натр, каустическая сода, KOH-едкое кали

Получение

1. Электролизрастворов хлоридов:

2NaCl+ 2H2O → 2NaOH + H2­+ Cl2­

2. Обменныереакции между солью и основанием:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

3. Взаимодействиеметаллов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2­

Li2O + H2O → 2LiOH

Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

Химические свойства

1. R–OH – сильные основания (щелочи) реагируют с кислотнымиоксидами и кислотами:

2NaOH +CO2 → Na2CO3 + H2O

NaOH +HCl → NaCl + H2O  ОПЫТ

2. Взаимодействуют с солями, если в продуктах образуется нерастворимое основание: 3NaOH + FeCl3 → Fe(OH)3↓+ 3NaCl 

Соли

Типично ионные соединения, как правило – хорошорастворимы в воде, кроме некоторых солей лития.

Na2CO3 10H2O – кристаллическая сода
Na2CO3 – кальцинированная сода
NaHCO3 – питьевая сода
K2CO3 – поташ

Получение соды (дополнительно):
1.Аммиачный способ – насыщение раствора NaCl газами CO2 и NH3
NH3+CO2+H2O=NH4HCO3
NH4HCO3 +NaCl=NaHCO3↓+NH4Cl
NaHCO3 малорастворим на холоде.2.Кальцинирование – прокаливание:

NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O

ДОПОЛНИТЕЛЬНО

 Строение атома лития

 Строение атома натрия

 Хранение щелочных металлов

Литий

Калий

Натрий

Гидроксид натрия

Соединения щелочных металлов (1)

Соединения щелочных металлов (2)

Ожоги, вызванные неправильным обращением со щелочами

Правила безопасного обращения с гидроксидамищелочных металлов. Оказание первой помощи пострадавшим от неправильногообращения с гидроксидами щелочных металлов

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 – Строение атомов элементов главнойподгруппы I группы и изменение свойств атомов с увеличением порядкового номераэлемента

Тренажёр №2 – Уравнения реакций щелочных металлов сводой

Тренажёр №3 – Уравнения реакций щелочных металлов скислородом

Тренажёр №4 – Уравнения реакций щелочных металлов снеметаллами

Тренажёр №5 – Характеристика лития

Тренажёр №6 – Характеристика натрия

Тренажёр №7 -Тестовые задания по теме”Соединения щелочных металлов”

Тренажёр №8 – Уравнения реакций, с помощью которыхможно получить гидроксиды щелочных металлов

Тренажёр №9 – Уравнения реакций, характеризующиххимические свойства оксидов щелочных металлов

Тренажёр №10 – Формулы и названия соединенийщелочных металлов

Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass---vtoroj-god-obucenia/urok-no47-selocnye-metally-polozenie-selocnyh-metallov-v-periodiceskoj-sisteme-i-stroenie-atomov-nahozdenie-v-prirode-fiziceskie-i-himiceskie-svojstva-primenenie-selocnyh-metallov-i-ih-soedinenij

Характерные химические свойства щелочных металлов

Щелочные металлы

•Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs.

•Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.

•Практически все соли растворимы в воде.

•Низкие температуры плавления,

•Малые значения плотностей,

•Вследствие своей активности щелочные металлы хранят под слоем керосина, чтобы преградить доступ воздуха и влаги. Литий очень легкий и в керосине всплывает на поверхность, поэтому его хранят под слоем вазелином.

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2­

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2­

 2.      Реакция щелочных металлов с кислородом:

4Li + O2 → 2Li2O (оксид лития)

2Na + O2 → Na2O2 ( пероксид натрия)

K + O2 → KO2  (надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

3.      В реакциях щелочных металлов с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl2 → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na2S (сульфиды)

2Na + H2 → 2NaH (гидриды)

6Li + N2 → 2Li3N (нитриды)

2Li + 2C → Li2C2 (карбиды)

4.      Реакция щелочных металлов с кислотами

(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2­

5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком

(образуется амид натрия):

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2;

2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2;

7. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:

Li+ – карминово-красный

Na+ – желтый

K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый

Получение щелочных металлов

Металлические литий, натрий и калий получают электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl2
В небольших масштабах используется также вакуум-термическое получение натрия и калия:

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

Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).

Особенности химических свойств s-элементов I группы и их физиологическое действие

Электронная конфигурация атома лития 1s22s1 .  У него самый большой во 2-м периоде атомный радиус, что облегчает отрыв валентного электрона и возникновение иона Li+ со стабильной конфигурацией инертного газа (гелия).

Следовательно, его соединения образуются с передачей электрона от лития к другому атому и возникновением ионной связи с небольшой долей ковалентности. Литий ‑ типичный металлический элемент. В виде вещества это щелочной металл.

От других членов I группы он отличается малыми размерами и наименьшей, по сравнению с ними, активностью. В этом отношении он напоминает расположенный по диагонали от Li элемент II группы ‑ магний. В растворах ион Li+ сильно сольватирован; его окружают несколько десятков молекул воды.

Литий по величине энергии сольватации — присоединения молекул растворителя, стоит ближе к протону, чем к катионам щелочных металлов.

Малый размер иона Li+, высокий заряд ядра и всего два электрона создают условия для возникновения вокруг этой частицы довольно значительного поля положительного заряда, поэтому в растворах к нему притягивается значительное число молекул полярных растворителей и его координационное число велико, металл способен образовывать значительное число литийорганических соединений.

Натрием начинается 3-й период, поэтому у него на внешнем уровне всего 1е—, занимающий 3s-орбиталь. Радиус атома Na — наибольший в 3-м периоде. Эти две особенности определяют характер элемента. Его электронная конфигурация 1s22s22p63s1.  Единственная степень окисления натрия +1.

Электроотрицательность его очень мала, поэтому в соединениях натрий присутствует только в виде положительно заряженного иона и придает химической связи ионный характер. По размеру ион Na+ значительно больше, чем Li+, и сольватация его не так велика.

Однако в растворе в свободном виде он не существует.

Физиологическое значение ионов К+ и Na+ связано с их различной адсорбируемостью на поверхности компонентов, входящих в состав земной коры. Соединения натрия лишь незначительно подвержены адсорбции, в то время как соединения калия прочно удерживаются глиной и другими веществами.

Мембраны клеток, являясь поверхностью раздела клетка ‑ среда, проницаемы для ионов К+, вследствие чего внутриклеточная концентрация К+ значительно выше, чем ионов Na+ . В то же время в плазме крови концентрация Na+ превышает содержание в ней калия. С этим обстоятельством связывают возникновение мембранного потенциала клеток.

Ионы К+ и Na+ ‑  одни из основных компонентов жидкой фазы организма. Их соотношение с ионами Са2+ строго определенно, а его нарушение приводит к патологии. Введение ионов Na+ в организм не оказывает заметного вредного влияния.

Повышение же содержания ионов К+ вредно, но в обычных условиях рост его концентрации никогда не достигает опасных величин. Влияние ионов Rb+, Cs+, Li+ еще недостаточно изучено.

Из различных поражений, связанных с применением соединений щелочных металлов, чаще всего встречаются ожоги растворами гидроксидов. Действие щелочей связано с растворением в них белков кожи и образованием щелочных альбуминатов. Щелочь вновь выделяется в результате их гидролиза и действует на более глубокие слои организма, вызывая появление язв.

Ногти под влиянием щелочей становятся тусклыми и ломкими. Поражение глаз, даже очень разбавленными растворами щелочей, сопровождается не только поверхностными разрушениями, но нарушениями более глубоких участков глаза (радужной оболочки) и приводит к слепоте.

При гидролизе амидов щелочных металлов одновременно образуется щелочь и аммиак, вызывающие трахеобронхит фибринозного типа и воспаление легких.

Калий был получен Г. Дэви практически одновременно с натрием в 1807 г. при электролизе влажного гидроксида калия. От названия этого соединения ‑ «едкое кали» и получил свое наименование элемент. Свойства калия заметно отличаются от свойств натрия, что обусловлено различием величин радиусов их атомов и ионов.

В соединениях калия связь более ионная, а в виде иона К+ он обладает меньшим поляризующим действием, чем натрий, из-за больших размеров. Природная смесь состоит из трех изотопов 39К, 40К, 41К. Один из них 40К ‑ радиоактивен и определенная доля радиоактивности минералов и почвы связана с присутствием этого изотопа.

Его период полураспада велик ‑ 1,32 млрд. лет. Определить присутствие калия в образце довольно легко: пары металла и его соединения окрашивают пламя в фиолетово-красный цвет. Спектр элемента довольно прост и доказывает наличие 1е— на 4s-орбитали.

Изучение его послужило одним из оснований для нахождения общих закономерностей в строении спектров.

В 1861 г. при исследовании соли минеральных источников спектральным анализом Роберт Бунзен обнаружил новый элемент. Его наличие доказывалось темно-красными линиями в спектре, которых не давали другие элементы. По цвету этих линий элемент и был назван рубидием (rubidus—темно-красный). В 1863 г. Р.

Бунзен получил этот металл и в чистом виде восстановлением тартрата рубидия (виннокислой соли) сажей. Особенностью элемента является легкая возбудимость его атомов. Электронная эмиссия у него появляется под действием красных лучей видимого спектра. Это связано с небольшой разницей в энергиях атомных 4d и 5s-орбиталей.

Из всех щелочных элементов, имеющих стабильные изотопы, рубидию (как и цезию) принадлежит один из самых больших атомных радиусов и маленький потенциал ионизации.

Такие параметры определяют характер элемента: высокую электроположительность, чрезвычайную химическую активность, низкую температуру плавления (390C) и малую устойчивость к внешним воздействиям.

Открытие цезия, как и рубидия, связано со спектральным анализом. В 1860 г. Р.Бунзен обнаружил две яркие голубые линии в спектре, не принадлежащие ни одному известному к тому времени элементу. Отсюда произошло и название «цезиус» (caesius), что значит небесно-голубой. Это последний элемент подгруппы щелочных металлов, который ещё встречается  в измеримых количествах.

Наибольший атомный радиус и наименьшие первые потенциалы ионизации определяют характер и поведение этого элемента. Он обладает ярко выраженной электроположительностью и ярко выраженными металлическими качествами. Стремление отдать внешний 6s-электрон приводит к тому, что все его реакции протекают исключительно бурно.

Небольшая разница в энергиях атомных 5d- и 6s-орбиталей обусловливает легкую возбудимость атомов. Электронная эмиссия у цезия наблюдается под действием невидимых инфракрасных лучей (тепловых). Указанная особенность структуры атома определяет хорошую электрическую проводимость тока. Все это делает цезий незаменимым в электронных приборах.

В последнее время все больше внимания уделяется цезиевой плазме как топливу будущего и в связи с решением проблемы термоядерного синтеза.

На воздухе литий активно реагирует не только с кислородом, но и с азотом и покрывается пленкой, состоящей из Li3N (до 75%) и Li2O. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (Na2O2) и надпероксиды (K2O4 или KO2).

Перечисленные вещества реагируют с водой:

Li3N + 3 H2O = 3 LiOH + NH3 ;

Na2O2 + 2 H2O = 2 NaOH + H2O2 ;

K2O4 + 2 H2O = 2 KOH + H2O2 + O2 .

Для регенерации воздуха на подводных лодках и космических кораблях, в изолирующих противогазах и дыхательных аппаратах боевых пловцов (подводных диверсантов) использовалась смесь «оксон»:

Na2O2+CO2=Na2CO3+0,5O2 ;

K2O4 + CO2 = K2CO3+ 1,5 O2 .

В настоящее время это стандартная начинка регенерирующих патронов изолирующих противогазов для пожарных.
Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя гидриды:

2Li+H2=2LiH.

Гидрид лития используется как сильный восстановитель.

Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:

SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O.

Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду при нагревании вплоть до температур их кипения (более 13000С). Некоторые соединения натрия называют содами:

а) кальцинированная сода, безводная сода, бельевая сода или просто сода – карбонат натрия Na2CO3;
б) кристаллическая сода – кристаллогидрат карбоната натрия Na2CO3.10H2O;
в) двууглекислая или питьевая – гидрокарбонат натрия NaHCO3;
г) гидроксид натрия NaOH называют  каустической содой или каустиком.

Источник: http://himege.ru/xarakternye-ximicheskie-svojstva-shhelochnyx-metallov/

Book for ucheba
Добавить комментарий