Как понять что металл щелочной
Щелочные металлы
Содержание
Общая характеристика щелочных металлов
Некоторые свойства щелочных металлов
Атомный номер | Название, символ | Металлический радиус, нм | Ионный радиус, нм | Потенциал ионизации, эВ | ЭО | p, г/см³ | tпл, °C | tкип, °C |
---|---|---|---|---|---|---|---|---|
3 | Литий Li | 0,152 | 0,078 | 5,32 | 0,98 | 0,53 | 181 | 1347 |
11 | Натрий Na | 0,190 | 0,098 | 5,14 | 0,93 | 0,97 | 98 | 883 |
19 | Калий K | 0,227 | 0,133 | 4,34 | 0,82 | 0,86 | 64 | 774 |
37 | Рубидий Rb | 0,248 | 0,149 | 4,18 | 0,82 | 1,53 | 39 | 688 |
55 | Цезий Cs | 0,265 | 0,165 | 3,89 | 0,79 | 1,87 | 28 | 678 |
87 | Франций Fr | ? | 0,18 | ? | 0,7 | 1,87 | 27 | 6778 |
119 | Унуненний Uue | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? |
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
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:
2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.
Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:
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:
Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
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:
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:
Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):
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 | Бурокрасный |
Cs | Фиолетово-красный |
Получение щелочных металлов
1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:
2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:
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:
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 578 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
Гидроксиды
Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:
катод:
анод:
Прежде щёлочь получали реакцией обмена:
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:
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:
Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.
Карбонаты
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:
Основной потребитель соды — стекольная промышленность.
Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.
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 ионизации, сродство к электрону.
Природные соединения
Получение
NaCl → Na + Cl2↑ (электролиз расплава каменной соли)
Химические свойства
K + O2 → KO2 (супероксид калия)
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.
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.
Оксиды щелочных металлов
Имеют общую формулу R2O, например: Na2O, K2O.
Получение
Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:
В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:
Химические свойства
По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:
Гидроксиды щелочных металлов
Получение
Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:
Химические свойства
Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] (в водном растворе образуются комплексные соли)
Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:
В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:
NaOH + I2 → NaIO3 + NaI + H2O (с нагреванием)
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений
Щелочные металлы
Щелочные металлы
Положение в периодической системе химических элементов
Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.
Электронное строение щелочных металлов и основные свойства
Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.
Физические свойства
Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.
Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.
Нахождение в природе
Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия
Сильвин KCl — хлорид калия
Сильвинит NaCl · KCl
Глауберова соль Na2SO4⋅10Н2О – декагидрат сульфата натрия
Едкое кали KOH — гидроксид калия
Поташ K2CO3 – карбонат калия
Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:
Способы получения
Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):
2LiCl = 2Li + Cl2
Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:
2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2
Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).
Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:
KCl + Na = K↑ + NaCl
KOH + Na = K↑ + NaOH
Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:
Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2
В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.
Качественные реакции
Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный
Химические свойства
1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:
2K + I2 = 2KI
1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:
2Na + S = Na2S
1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:
3K + P = K3P
2Na + H2 = 2NaH
1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:
Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.
1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:
1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.
Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.
2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:
2K 0 + H2 + O = 2 K + OH + H2 0
Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.
2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.
2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):
С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:
При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:
Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:
Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H2
Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:
Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:
Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:
2СH3COOH + 2Li → 2CH3COOLi + H2↑
Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).
3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al
Оксиды щелочных металлов
Способы получения
Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:
1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:
2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :
3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :
2Na + 2NaOН → 2Na2O + Н2↑
4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :
2LiOН → Li2O + Н2O
Химические свойства
1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :
Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:
2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).
K2O + 2HCl → 2KCl + H2O
3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.
Li2O + H2O → 2LiOH
4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.
Пероксиды щелочных металлов
Химические свойства
При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:
3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:
При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:
4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:
5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.
Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:
6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.
Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
Способы получения
1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Na2O + H2O → 2NaOH
2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2
3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.
Химические свойства
1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO3) и азотистая (HNO2). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:
А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:
в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:
Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:
4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.
Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:
5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).
При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:
Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:
Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:
Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:
В растворе образуются комплексная соль и водород:
2NaOH + 2Al + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2
С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.
2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl
Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.
NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl
2LiOH → Li2O + H2O
NaOH ↔ Na + + OH —
4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O
Соли щелочных металлов
Нитраты и нитриты щелочных металлов
Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.
Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.
Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.
В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.
Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.