/Особенности щелочных металлов: общая характеристика, строение; свойства и получение простых веществ — урок. Химия, 8–9 класс.
Разное14.09.1971

Особенности щелочных металлов: общая характеристика, строение; свойства и получение простых веществ — урок. Химия, 8–9 класс.

Содержание

общая характеристика, строение; свойства и получение простых веществ — урок. Химия, 8–9 класс.

Щелочными металлами называются химические элементы-металлы \(IA\) группы Периодической системы Д. И. Менделеева: литий \(Li\), натрий \(Na\), калий \(K\), рубидий \(Rb\), цезий \(Cs\) и франций \(Fr\).

 

Электронное строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомы щелочных металлов имеют один электрон ns1. Поэтому для всех металлов группы \(IA\) характерна степень окисления \(+1\).

Этим объясняется сходство свойств всех щелочных металлов.

Для них (сверху вниз по группе) характерно:

  • увеличение радиуса атомов;
  • уменьшение электроотрицательности;
  • усиление восстановительных, металлических свойств.

Нахождение в природе. Из щелочных металлов наиболее широко распространены в природе натрий и калий. Но из-за высокой химической активности они встречаются только в виде соединений.

Основными источниками натрия и калия являются:

  • каменная соль (хлорид натрия \(NaCl\)),
  • глауберова соль, или мирабилит — декагидрат сульфата натрия Na2SO4 \(·\) 10h3O,
  • сильвин — хлорид калия \(KCl\),
  • сильвинит — двойной хлорид калия-натрия \(KCl\) \(·\)\(NaCl\) и др.

Соединения лития, рубидия и цезия в природе встречаются значительно реже, поэтому их относят к числу редких и рассеянных.


Физические свойства простых веществ. В твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Наличие металлической связи обусловливает общие физические свойства простых веществ-металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.

 

В свободном виде простые вещества, образованные элементами \(IA\) группы — это легкоплавкие металлы серебристо-белого (литий, натрий, калий, рубидий) или золотисто-жёлтого (цезий) цвета, обладающие высокой мягкостью и пластичностью.

 

Рис. \(1\). Литий

  

Рис. \(2\). Натрий

 

Наиболее твёрдым является литий, остальные щелочные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.

 

Только у натрия плотность немного больше единицы ρ=1,01 г/см3, у всех остальных металлов плотность меньше единицы.

 

Химические свойства. Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, реагируя с кислородом и другими неметаллами. 

Поэтому хранят щелочные металлы под слоем керосина или в запаянных ампулах. Они являются сильными восстановителями.

 

Все щелочные металлы активно реагируют с водой, выделяя из неё водород.

Пример:

2Na+2h3O=2NaOH+h3↑.

 

Взаимодействие натрия с водой протекает с выделением большого количества теплоты (т. е. реакция является экзотермической). Кусочек натрия, попав в воду, начинает быстро двигаться по её поверхности. Под действием выделяющейся теплоты он расплавляется, превращаясь в каплю, которая, взаимодействуя с водой, быстро уменьшается в размерах. Если задержать её, прижав стеклянной палочкой к стенке сосуда, капля воспламенится и сгорит ярко-жёлтым пламенем.

Получение. Металлический натрий в промышленности получают главным образом электролизом расплава хлорида натрия с инертными (графитовыми) электродами.

В расплаве хлорида натрия присутствуют ионы:


 NaCl⇄Na++Cl−.

 

При электролизе

на катоде восстанавливаются катионы Na+, а на аноде окисляются анионы Cl−:

 

катод (\(–\)):  2Na++2e=2Na,

 

анод (\(+\)): 2Cl−−2e=Cl2↑.

Суммарное уравнение реакции при электролизе расплава хлорида натрия:

 

2NaCl→2Na+Cl2↑.

Источники:

Рис. 1. Литий © ЯКласс

Рис. 2. Натрий © ЯКласс

Характерные химические свойства щелочных металлов » HimEge.ru

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

•Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.

•Практически все соли растворимы в воде.

•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.

1.      Щелочные металлы активно взаимодействуют с водой:

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 + H

2 → 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 1s

22s22p63s1.  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 (39

0C) 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 (Na

2O2) 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.

 

Щелочные металлы. Химия. 9 класс. Разработка урока

Тип урока: урок изучения и первичного закрепления нового материала с мультимедийной поддержкой. На уроке сочетаются фронтальный, групповой и индивидуальный виды работы учащихся.

Методы урока: проблемные, поисково-исследовательские, самостоятельная работа учащихся.

Оборудование: персональный компьютер с Windows Media Player, мультимедийный проектор, интерактивная доска, программы для запуска презентации на компьютере: MS Office Power Point, фрагменты из коллекции образовательных интернет ресурсов.

Цели урока

Образовательные:

  • на основе атомного строения металлов, физических и химических свойств, показать черты сходства и различия щелочных металлов;
  • проследить межпредметные связи химии с биологией, физикой, медициной, используя области применения основных соединений щелочных металлов;
  • раскрыть значение и роль щелочных металлов в жизни человека.

Развивающие:

  • способствовать дальнейшему развитию логического мышления учащихся: наблюдать, сравнивать химические элементы, высказывать суждения об их свойствах, обобщать, делать выводы;
  • продолжить формирование навыков самообразования: умение работать с книгой, инструкцией, тестом.

Воспитательные:

  • воспитание интереса к предмету и таких нравственных качеств как аккуратность, дисциплина, самостоятельность, ответственное отношение к порученному делу.

План урока и распределение времени урока

  • Организационный момент (1 мин)
  • Вводное слово (2 мин)
  • Актуализация знаний (5мин)
  • Сообщение темы и плана урока (4 мин)
  • Работа по плану объясняемой темы (23 мин)
  • Закрепление: тестирование (8 мин)
  • Домашнее задание (2 мин)

Ход урока

I. Организационный момент

Приветствие, проверка готовности к уроку учащихся (наличие тетрадей, учебников).

II. Вводное слово

Мы изучаем раздел, металлы, и вы знаете, что металлы имеют большое значение в жизни современного человека. На прошлых уроках мы рассмотрели общие сведения о металлах: положение в периодической таблице, особенности строения атомов, изучили общие физические и химические свойства, а также общие способы получения металлов. Сегодня приступаем к изучению наиболее ярких представителей в химическом отношении, самых активных щелочных металлов. Для того чтобы усвоить материал урока, нам необходимо вспомнить наиболее важные вопросы, которые рассматривали на предыдущих уроках.

III. Актуализация знаний учащихся в виде беседы по вопросам:

  • На какие две большие группы происходит деление химических элементов?
  • Где находятся металлы в ПСХЭ Д.И. Менделеева? (слайд №1)
  • Каковы особенности строения атомов металлов?
  • Как особенности строения атома влияют на физические свойства?
  • Как особенности строения металлов влияют на их химические свойства?

IV. Сообщение темы и плана урока:

  • Оформление даты и темы урока в тетрадях (слайд №2)
  • Знакомство с планом урока (слайд №3):
  • Положение щелочных металлов в ПСХЭ Д.И. Менделеева
  • История открытия щелочных металлов
  • Строение атомов химических элементов I группы главной подгруппы
  • Физические свойства щелочных металлов
  • Химические свойства щелочных металлов
  • Биологическое значение щелочных металлов
  • Подведение итогов: тестирование
  • Домашнее задание

V. Работа по плану объясняемой темы

1. Положение щелочных металлов в ПСХЭ – беседа по вопросам: (слайд №4)
  • Где располагаются щелочные металлы в ПСХЭ Д.И. Менделеева?
  • Перечислите щелочные металлы.
  • Почему данные металлы назвали щелочными?
2. История открытия щелочных металлов

Заранее подготовленный ученик рассказывает о хронологии открытия щелочных металлов и представляет свою презентацию темы (слайд №5):

  • 1807 г. в Англии Гемфри Дэви открыл калий и натрий
  • 1817 г. в Швеции Август Арфедсон открыл литий
  • 1860 – 1861 г.г. в Германии Роберт Бунзен и Густав Кирхгоф открыли рубидий
  • 1939 г. во Франции Маргарита Перей открыла радиоактивный элемент франций, который назвала в честь своей страны — Франции
3. Строение атомов химических элементов I группы главной подгруппы

(Слайд №6): учащиеся заполняют таблицу: «Общая характеристика химических элементов I группы главной подгруппы» и делают выводы по заполненной таблице.

Название и символ элемента

Состав атомного ядра

Число валентных электронов

Число энергетических уровней

Характерные степени окисления

Li – литий

p = 3, n = 4

1

2

+1

Na – натрий

p = 19, n = 20

1

3

+1

Rb – рубидий

p = 37, n = 48

1

4

+1

Cs – цезий

p = 55, n = 78

1

5

+1

Fr – франций

p = 87, n = 136

1

6

+1

Выводы:

1) На внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов содержат по одному электрону (слайд №7)

2) В подгруппе от лития к цезию радиусы атомов увеличиваются, так как возрастает число электронных слоев, следовательно, усиливаются и восстановительные свойства

3) Во всех своих соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления +1

Упражнение (слайд №8): сравните атомы элементов, поставив знаки >, < или = вместо *

I вариант

А) заряд ядра

Li * Rb ; Na * Al

Б) число электронных слоев

Li * Rb ; Na * Al

В) число электронов на внешнем уровне

Li * Rb ; Na * Al

Г) радиус атома

Li * Rb ; Na * Al

Д) восстановительные свойства

Li * Rb ; Na * Al

II вариант

А) заряд ядра

K * Ca ; Na * Rb

Б) число электронных слоев

K * Ca ; Na * Rb

В) число электронов на внешнем уровне

K * Ca ; Na * Rb

Г) радиус атома

K * Ca ; Na * Rb

Д) восстановительные свойства

K * Ca ; Na * Rb

4. Физические свойства щелочных металлов (слайд №9–12)

Щелочные металлы – это простые вещества, для которых также, как и для всех металлов, характерна металлическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Металлическая связь возникает за счет отдачи одного электрона атомом металла и образованием иона металла с положительным зарядом: М0 – 1е → М+1. Наличие металлической связи и металлической кристаллической решетки обуславливает следующие физические свойства щелочных металлов: серебристо – белые, мягкие, обладают блеском, легкие, их плотность меньше 5 г/см3 и возрастает от лития к цезию, легкоплавкие, их температура, наоборот, от лития к цезию уменьшается.

5. Химические свойства щелочных металлов (слайды №13)

Щелочные металлы быстро окисляются на воздухе, поэтому их хранят под слоем керосина, а литий в вазелине, так как из-за своей легкости он в керосине всплывает. Щелочные металлы активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами (хлором, водородом, серой, кислородом). При взаимодействии с кислородом лития образуется оксид, а натрий и калий в данном случае образуют пероксиды. Все щелочные металлы активно реагируют с водой. Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ: так, скорость реакции взаимодействия лития с водой меньше, чем натрия, и еще меньше, чем калия. Взаимодействие рубидия и цезия с водой протекает так быстро, что происходит. Уравнения же реакций щелочных металлов с растворами кислот и солей записывать не принято (так как они взаимодействуют с водой).

Упражнение (слайды №14): составить уравнения реакций взаимодействия с кислородом (приложение) (работа у доски)

I вариант:

А) лития

Б) натрия

II вариант:

А) калия

Б) лития

Реакцию Б) рассмотреть как ОВР: определить степени окисления, составить электронный баланс, расставить коэффициенты.

Упражнение (слайд №15): дать характеристику реакции Б) по плану (приложение) (самостоятельно)

План:

  • По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции (р.с., р.р., р.з., р.о.
  • По изменению степеней окисления атомов (ОВР и не ОВР)
  • По направлению (обратимые и необратимые)
  • По тепловому эффекту (экзотермические и эндотермические)
  • По агрегатному состоянию (гомогенные и гетерогенные)
  • По использованию катализатора (каталитические и некаталитические)
6. Биологическое значение щелочных металлов (видео)

VI. Подведение итогов: тестирование по вариантам

I вариант

1) Число электронов на внешнем уровне у атомов щелочных металлов:

А) 1

Б) 2

В) 3

Г) 4

2) Тип химической связи в простом веществе литии:

А) ионная

Б) ковалентная полярная

В) ковалентная неполярная

Г) металлическая

3) Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме лития:

А) 2е, 3е

Б) 2е, 4е

В) 2е, 8е, 1е

Г) 2е, 8е, 3е

4) Наименее энергично взаимодействует с водой:

А) калий

Б) литий

В) натрий

Г) рубидий

5) Простое вещество с наиболее ярко выраженными металлическими свойствами:

А) калий

Б) литий

В) натрий

Г) рубидий

II вариант

1) Вид химической связи в простом веществе натрии:

А) ионная

Б) ковалентная полярная

В) ковалентная неполярная

Г) металлическая

2) Радиус атомов элементов I группы главной подгруппы с увеличением заряда ядра:

А) изменяется периодически

Б) не изменяется

В) увеличивается

Г) уменьшается

3) Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме лития:

А) 2е, 3е

Б) 2е, 1е

В) 2е, 4е

Г) 2е, 8е, 1е

4) Наиболее энергично взаимодействует с водой:

А) калий

Б) литий

В) натрий

Г) цезий

5) Простое вещество с наименее выраженными металлическими свойствами:

А) калий

Б) литий

В) натрий

Г) рубидий

VII. Домашнее задание (слайд №16)

Учебник: § 11 (стр. 52 – 54) вопрос №1 а (стр. 58)

Источники информации:

  1. Химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений / О.С. Габриелян – М.: Дрофа, 2010
  2. Настольная книга учителя. Химия, 9 класс /О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов – М.: Дрофа, 2002
  3. Химия. 9 класс: рабочая тетрадь к учебнику О.С. Габриелян «Химия. 9 класс»/ О.С. Габриелян, А.В. Яшукова — М.: Дрофа, 2008
  4. Коллекция образовательных интернет ресурсов http://school-collection.edu.ru/catalog/teacher/
  5. Химия. 9 класс: контрольные и проверочные работы к учебнику О.С. Габриелян «Химия. 9 класс»/ О.С. Габриелян, П.Н. Березкин и др. — М.: Дрофа, 2007

Щелочные металлы — семейство химических элементов — «Химическая продукция»

Что такое щелочные металлы?

У щелочных металлов электронная конфигурация внешнего энергетического уровня : ns1, на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон.

Типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Располагаются 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.

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 — самый низкий) и электроотрицательности (ЭО).

Однозарядные катионы

В большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядных катионов.

Однако существуют и соединения, где щелочные металлы представлены анионами (см. Алкалиды).

атомные и физические свойства щелочных металлов

Атомный номерНазвание, символЧисло природных изотоповАтомная массаЭнергия ионизации , кДж·моль −1Сродство к электрону , кДж·моль −1ЭОΔ Hдисс , кДж·моль −1Металл. радиус, нмИонный радиус (КЧ 6), нмtпл ,°Ctкип ,°CПлотность ,г/см³Δ Hпл , кДж·моль −1Δ Hкип , кДж·моль −1Δ Hобр , кДж·моль −1
3Литий Li26,941(2)520,259,80,98106,50,1520,076180,613420,5342,93148162
11Натрий Na122,989768(6)495,852,90,9973,60,1860,10297,88830,9682,6499108
19Калий К2+1 а39,0983(1)418,846,360,8257,30,2270,13863,077590,8562,397989,6
37Рубидий Rb1+1 а85,4687(3)403,046,880,8245,60,2480,15239,56881,5322,207682
55Цезий Cs1132,90543(5)375,745,50,7944,770,2650,16728,46711,902,096778,2
87Франций Fr2а(223)380(44,0)0,7——0,180206901,87265—
119Унуненний Uue

Радиоактивные изотопы: 40K, T1/2 = 1,277·109 лет; 87Rb, T1/2 = 4,75·1010 лет; 223Fr, T1/2 = 21,8 мин; 224Fr, T1/2 = 3,33 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.

Многие минералы содержат в своём составе щелочные металлы. 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·MgCl2·6h3O, полигалит K2SO4·MgSO4·CaSO4·2h3O.

Химические свойства щелочных металлов
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li) 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.

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_{2}O\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.

Взаимодействие с кислородом

Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:
{\mathsf {4\ Li+\ O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O))
При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:
{\mathsf {2\ Na+\ O_{2}\longrightarrow \ Na_{2}O_{2))}
В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:
{\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_{2}O+\ H_{2}\uparrow ))
{\mathsf {2\ Na+\ Na_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O))
{\mathsf {3\ K+\ KO_{2}\longrightarrow 2\ K_{2}O))
Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О2−
2 и надпероксид-ион O−
2.

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

Таблица формула

Формула
кислородного соединения		Цвет
Li2OБелый
Na2OБелый
K2OЖелтоватый
Rb2OЖёлтый
Cs2OОранжевый
Na2O2Светло-
жёлтый
KO2Оранжевый
RbO2Тёмно-
коричневый
CsO2Жёлтый

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

{\mathsf {Li_{2}O+\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH))
{\mathsf {K_{2}O+\ SO_{3}\longrightarrow \ K_{2}SO_{4))}
{\mathsf {Na_{2}O+2\ HNO_{3}\longrightarrow 2\ NaNO_{3}+\ H_{2}O))
Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

{\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ NaI+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ I_{2}+2\ Na_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O))
Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

{\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaOH+\ H_{2}O_{2))}
{\mathsf {2\ KO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ KOH+\ H_{2}O_{2}+\ O_{2}\uparrow ))

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_{2}S))
{\mathsf {6\ Li+\ N_{2}\longrightarrow 2\ Li_{3}N))
{\mathsf {2\ Li+2\ C\longrightarrow \ Li_{2}C_{2))}
При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) щелочные металлы реагируют 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_{2}O\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_{3}CH_{2}OH\longrightarrow 2\ CH_{3}CH_{2}ONa+\ H_{2}\uparrow ))
{\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}COOH\longrightarrow 2\ CH_{3}COONa+\ H_{2}\uparrow ))
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 металлЦвет пламени
LiКарминно-красный
NaЖёлтый
KФиолетовый
RbБуро-красный
CsФиолетово-красный

Получение щелочных металлов

Электролиз расплавов галогенидов

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: {\displaystyle {\mathsf {Li^{+))}+e\longrightarrow {\mathsf {Li))}
анод: {\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-))}-2e\longrightarrow {\mathsf {Cl_{2))}\uparrow }
Электролиз расплавов гидроксидов
Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

{\mathsf {4\ NaOH\longrightarrow 4\ Na+2\ H_{2}O+\ O_{2}\uparrow ))
катод: {\displaystyle {\mathsf {Na^{+))}+e\longrightarrow {\mathsf {Na))}
анод: {\displaystyle {\mathsf {4OH^{-))}-4e\longrightarrow {\mathsf {2H_{2}O+O_{2))}\uparrow }
Восстановление из галогенидов
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.

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из водных 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:

{\mathsf {2\ NaCl+2\ H_{2}O\longrightarrow \ H_{2}\uparrow +\ Cl_{2}\uparrow +2\ NaOH))
катод: {\displaystyle 2\ {\mathsf {H^{+))}+2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {H_{2))}\uparrow }
анод: {\displaystyle 2\ {\mathsf {Cl^{-))}-2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {Cl_{2))}\uparrow }

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

{\mathsf {Na_{2}CO_{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_{2}SO_{4}\longrightarrow \ Li_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O))
{\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O))
{\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_{2}O+\ H_{2}O))
Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Соли

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_{2}O\longrightarrow \ NaHCO_{3}\downarrow +\ NH_{4}Cl))
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_{4}Cl+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow 2\ NH_{3}\uparrow +\ CaCl_{2}+2\ H_{2}O))
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_{2}CO_{3}+\ CO_{2}\uparrow +\ H_{2}O))
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_{2}CO_{3}+\ H_{2}O))
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 HCO−
3.

Безопасность

Все щелочные металлы проявляют высокую активность при взаимодействии с водой, кислородом, галогенами и другими соединениями. Особенно опасны взаимодействия с водой, так как продуктами реакций являются едкие щёлочи, а также происходит огромное выделение энергии, сопровождаемое огненной вспышкой (в случае с калием) или взрывом (в случае с рубидием или цезием). Поэтому необходимо соблюдать правила безопасности при работе с ними. Работа должна проводиться исключительно в перчатках из латекса, также необходимо надевать защитные очки. В экспериментах используют только небольшие количества, манипуляции с которыми производят при помощи щипцов; в случае непрореагировавших остатков щелочных металлов (например, натрия или калия), применяют утилизацию в обезвоженном спирте. Рубидий и цезий ввиду чрезвычайно высокой химической активности (взрывоопасные) практически не применяют в опытах.

Химические свойства щелочных металлов.

Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева,  т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s-подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:

М0 – 1 e → М+1

Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.

Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.

Взаимодействие щелочных металлов  с неметаллами

с кислородом

Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.

Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:

4Li + O2 = 2Li2O

Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na2O2:

2Na + O2 = Na2O2,

а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO2:

K + O2  = KO2

Rb + O2  = RbO2

с галогенами

Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:

2Li + Br2 = 2LiBr бромид лития

2Na + I2 = 2NaI иодид натрия

2K + Cl2 = 2KCl хлорид калия

с азотом

Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:

6Li + N2 = 2Li3N нитрид лития

6K + N2 = 2K3N нитрид калия

с фосфором

Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:

3Na + P = Na3Р фосфид натрия

3K + P = K3Р фосфид калия

с водородом

Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:

Н2 + 2K = 2KН-1гидрид калия

Н2 + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия

с серой

Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:

S + 2K = K2S сульфид калия

S + 2Na = Na2S сульфид натрия

Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

с водой

Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:

2HOH + 2Na = 2NaOH + H2↑

2K + 2HOH = 2KOH + H2↑

Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

2Na + 2C2H5Cl → 2NaCl + C4H10

2Na + 2C6H5Br →  2NaBr + C6H5–C6H5

со спиртами и фенолами

ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:

2CH3OH + 2К = 2CH3OК + H2↑

метилат калия

2C6H5OH + 2Na  = 2C6H5ONa + H2

фенолят натрия

Урок в 9-м классе «Щелочные металлы»

Тип урока: изучение нового материала.

Вид урока: комбинированный урок

Задачи урока:

Обучающие: формирование знаний учащихся о щелочных металлах как типичных металлах, понятия о взаимосвязи строения атомов со свойствами (физическими и химическими).

Развивающие: развитие умений исследовательской деятельности, умения добывать информацию из различных источников, сравнивать, обобщать, делать выводы.

Воспитывающие: воспитание устойчивого интереса к предмету, воспитание таких нравственных качеств как аккуратность, дисциплина, самостоятельность, ответственное отношение к порученному делу.

Методы: проблемные, поисковые, лабораторная работа, самостоятельная работа учащихся.

Оснащение: компьютер, таблица по технике безопасности, диск “Виртуальная лаборатория по химии”

Оборудование: коллекция щелочных металлов, коллекция применения щелочных металлов.

Ход урока

1. Организационный момент.

2. Вводное слово.

Мы изучаем раздел, металлы, и вы знаете, что металлы имеют большое значение в жизни современного человека. На предыдущих уроках мы изучили общие сведения о металлах: положение в периодической таблице, особенности строения атомов, изучили общие физические и химические свойства, а также общие способы получения металлов. Сегодня приступаем к изучению наиболее ярких представителей в химическом отношении, самых активных щелочных металлов. Для того чтобы усвоить материал урока, нам необходимо вспомнить наиболее важные вопросы, которые рассматривали на предыдущих уроках.

3. Актуализация знаний.

Беседа.

Учитель:

— На какие две большие группы происходит деление химических элементов?

Ученик:

— На металлы и неметаллы

Учитель:

— Где находятся металлы в периодической системе Д.И. Менделеева.

Ученик:

— В периодической системе элементы – металлы расположены в начале всех периодов, а также в четных рядах больших периодов побочных подгруппах. Условной границей, отделяющей металлы от неметаллов, служит диагональ, отведенная от бора к астату. Металлы оказываются левее и ниже этой прямой, неметаллы – правее и выше, а элементы, находящиеся вблизи прямой, имеют двойственную природу, их называют амфотерными.

Учитель:

— Какие группы естественных семейств в периодической системе мы знаем?

Ученик:

– Мы знаем особые группы отдельных металлов: щелочные металлы, щелочно-земельные металлы, редкоземельные металлы (иттрий, лантан и лантаноиды).

– Благородные металлы (серебро, золото и шесть платиновых металлов) . Платиновые металлы (платиноиды, рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платина) металлы подгруппы алюминия.

Учитель:

– Каковы особенности строения атомов металлов?

Ученик:

— Атомы металлов имеют сравнительно большие атомные радиусы, поэтому их внешние электроны значительно удалены от ядра и слабо сними связаны. И вторая особенность, которая присуща атомам наиболее активных металлов – это наличие на внешнем энергетическом уровне 1-3 электронов.

Учитель:

— Как особенности строения атома влияют на физические свойства?

Ученик:

— Характерные физические свойства металлов металлический блеск, электрическая проводимость, теплопроводность, Связана с особенностью строения кристаллических решеток атомов металлов. В узлах располагаются атомы и положительные ионы металлов, связанные посредством обобществленных внешних электронов, которые принадлежат всему кристаллу, эти электроны компенсируют силы электростатического отталкивания между положительными ионами и тем самым связывают их, обеспечивая устойчивость металлической решетки.

Учитель:

— Как особенности строения металлов влияют на их химические свойства?

Ученик:

— Самое характерное химическое свойство всех металлов – их восстановительная способность, т.е. способность атомов легко отдавать свои внешние электроны, превращаясь в положительные ионы. Металлы не могут быть окислителями, т. е. атомы металлов не могут присоединять к себе электроны.

Учитель: Тема нашего урока “Щелочные металлы”

Задачи нашего урока: Дать общую характеристику щелочным металлам.

Рассмотреть их электронное строение, сравнить физические и химические свойства.

Узнать о важнейших соединениях металлов.

Определить области применения этих соединений.

Учитель :

— Что мы будем изучать в этой теме? Каков наш план урока?

Ученик:

— Мы будем изучать положение щелочных металлов в периодической системе; строение атома щелочных металлов, физические и химические свойства и применение щелочных металлов.

Учитель:

— Наш план урока написан на доске, будем работать соответственно плана.

  1. Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева.
  2. Строение атома щелочных металлов.
  3. Физические свойства.
  4. Химические свойства.
  5. Применение щелочных металлов.

Беседа.

Учитель:

Исходя, из полученных ранее знаний ответим на следующие вопросы: Для ответа воспользуемся периодической системой химических элементов Д.И. Менделеева .

1. .Перечислите щелочные металлы

Ученик:

— Это литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.

Учитель:

2. Почему данные металлы назвали щелочными?

Ученик:

— При взаимодействии с водой они образуют растворимые в воде основания – щелочи.

Учитель:

3. Где располагаются щелочные металлы в ПСХЭ Д.И.Менделеева ?

Ученик:

— Щелочные металлы – это элементы главной подгруппы первой группы Периодической системы Д.И. Менделеева.

Учитель:

4.Почему данные металлы Д.И. Менделеев объединил в одну группу?

Ученик:

— На внешнем энергетическом уровне атомы элементов содержат по одному электрону, находящемся на сравнительно большом удалении от ядра.

Учитель:

5.Почему данные металлы Д.И. Менделеев объединил в одну группу?

Ученик:

— Они легко отдают электроны, поэтому являются очень сильными восстановителями. Во всех соединениях проявляют степень окисления +1.

Учитель:

— Просматриваем кадры виртуальной лаборатории, вы внимательно смотрите и готовите ответы на вопросы.

(Кадры о положение в периодической системе и строение атома)

Вопросы:

Учитель:

— Какую степень окисления проявляют щелочные металлы в соединениях?

Ученик:

— Щелочные металлы проявляют степень окисления + 1

Учитель:

— Как изменяются восстановительные свойства щелочных металлов от лития к цезию?

Ученик: От лития к цезию восстановительные свойства усиливаются, активный металл цезий. Это наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у них особенно ярко.

Учитель:

— Сделаем вывод о строении атома щелочных металлов.

Ученик:

— Вывод: У щелочных металлов одинаковое количество электронов на внешнем уровне, и они проявляют одинаковую степень окисления.

Учитель: Записать строение атомов щелочных металлов в тетрадь.

Учитель:

Итак, мы рассмотрели положение щелочных металлов в периодической системе, рассмотрели строение атомов щелочных металлов.

— Обратим внимание на коллекцию щелочных металлов, их хранят в керосине, легко режутся ножом и быстро окисляются на воздухе. Исходя из строения атома, познакомимся с физическими свойствами щелочных металлов. Для металлов характерна низкая твердость, вернее мягкость, труднее всего резать литий, тогда как натрий и калий легко поддаются скальпелю. На основании таблицы, сделаем вывод о физических свойствах щелочных металлов.

Таблица

Некоторые физические свойства щелочных металлов

металлы цвет Радиус,нм t пл.,С t кип., C плотность г/см3 твердость
литий Серебристо- белый 155 179 137 0,53 0,6
натрий тот — же 189 97,8 883 0,97 0,4
калий   236 63,7 766 0,86 0,5
рубидий   248 38,7 713 1,52 0,3
цезий золотисто — белый 267 28,5 690 1,87 0,2
франций В природе не существует в таких количествах, которые достаточны для изучения его свойств.

Вопросы:

Учитель:

— Каков внешний вид и твердость щелочных металлов?

Ученик:

— Щелочные металлы серебристо-белые вещества (режутся ножом), с характерным блеском на свежесрезанной поверхности.

Учитель:

— С возрастанием радиуса атома, от лития к цезию, наблюдается закономерность в их физических свойствах. Обратите внимание на таблицу. Как изменяется плотность щелочных металлов в группе?

Ученик:

— Все они легкие и легкоплавкие плотность их меньше 5 г/см3,

Учитель:

— Сравните щелочные металлы по твердости.

Ученик:

— Самый твердый из щелочных металлов литий, самый легкий цезий.

Учитель:

— Сделаем вывод исходя из физических свойств щелочных металлов.

Ученик:

— По мере увеличения характера изменения физических свойств, возрастает плотность металлов, а твердость, температура плавления и кипения уменьшаются.

Затем учащиеся сравнивают физические показатели плотности металлов и температуры плавления. Делают вывод о зависимости температуры плавления от плотности металла.

Проблема: В каком виде щелочные металлы встречаются в природе?

Почему в природе щелочные металлы в основном существуют в виде соединений?

Ответ: В природе щелочные металлы находятся в виде соединений, потому что обладают высокой химической активностью, которая в свою очередь, зависит от особенностей электронного строения атомов (наличие одного неспаренного электрона на внешнем энергетическом уровне)

Учитель:

— Какие места по распространенности в земной коре занимают элементы натрий и калий?

Ученик:

Натрий шестое, а калий седьмое.

Физкультминутка – отдых глазам.

Учитель:

— Зная общие физические свойства, активность металлов, предположите химические свойства щелочных металлов. С какими веществами взаимодействуют щелочные металлы?

Ученик:

— Щелочные металлы взаимодействуют как с простыми веществами, и сложными. Активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами ( с галогенами, водородом, образуя гидриды). Из сложных веществ с водой – образуя растворимые в воде основания – щелочи и с кислотами.

Учитель:

— А теперь на опытах убедимся, в правильности наших предположениях о химических свойствах щелочных металлов.

Лабораторная работа по виртуальной лаборатории

Цель: провести реакции, подтверждающие химические свойства щелочных металлов.

Повторяем правила техники безопасности для работы со щелочными металлами.

  • работать в вытяжном шкафу
  • на подносе
  • сухими руками
  • брать в малых количествах

Работаем с текстом, который читаем по виртуальной лаборатории.

Опыт № 1.Взаимодействие натрия с водой.

Опыт № 2. Взаимодействие лития, натрия, калия с водой.

Опыт № 3. Горение лития.

Опыт № 4. Горение натрия.

Опыт № 5. Горение калия.

Записать уравнения реакции и наблюдения в тетрадь.

Учитель:

— Проверим правильность написания уравнений на доске.

Учитель:

Пользуясь учебником, подготовьте рассказ о применении щелочных металлов.

Подведение итогов урока, выставление оценок.

Рефлексия.

Что запомнилось на уроке, что понравилось.

Домашнее задание.

Параграф 11 упр.1(б) упр.4 стр.50 ( творческое).

Щелочные металлы, подготовка к ЕГЭ по химии

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.

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 — сильвин
  • 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.

Получение

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

Li + O2 → Li2O (оксид лития)

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:

Na2O2 + Na → Na2O

KO2 + K → K2O

Химические свойства

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li2O + H2O → LiOH (осн. оксид + вода = основание — реакция идет, только если основание растворимо)

K2O + CO2 → K2CO3 (осн. оксид + кисл. оксид = соль)

Na2O + SO2 → Na2SO3 (обратите внимание — мы сохраняем СО серы +4)

Li2O + HCl → LiCl + H2O

Гидроксиды щелочных металлов

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

Получение

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H2O → (электролиз!) KOH + H2 + Cl2 (на катоде выделяется водород, на аноде — хлор)

Li2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + LiOH

K + H2O → KOH + H2↑

Rb2O + H2O → RbOH

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).

LiOH + H2SO4 → LiHSO4 + H2O (соотношение 1:1, кислота в избытке — получается кислая соль)

2LiOH + H2SO4 → Li2SO4 + 2H2O (соотношение 2:1, основание в избытке — получается средняя соль)

KOH + SO2 → KHSO3 (соотношение 1:1 — получается кислая соль)

2KOH + SO2 → K2SO3 + H2O (соотношение 2:1 — получается средняя соль)

NaOH + MgBr2 → NaBr + Mg(OH)2↓

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов — смешанных оксидов (при высоких температурах — прокаливании).

NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)3 → NaAlO2 + H2O (при прокаливании образуется окисел — смесь двух оксидов: Al2O3 и Na2O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl2 → NaClO + NaCl + H2O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl2 → NaClO3 + NaCl + H2O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

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)

NaOH + S → Na2S + Na2SO3 + H2O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO2, который соответствует сразу двум кислотам — и азотной, и азотистой.

LiOH + NO2 → LiNO2 + LiNO3 + H2O

© 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.

металлов | Безграничная химия

Щелочные металлы

Щелочные металлы — это химические элементы из s-блока периодической таблицы. Они обладают гомологичными физическими и химическими свойствами.

Цели обучения

Вспомните периодические тенденции, наблюдаемые в щелочных металлах.

Основные выводы

Ключевые моменты
  • Щелочные металлы — это группа химических элементов из s-блока периодической таблицы со схожими свойствами: они кажутся серебристыми и их можно разрезать пластиковым ножом.
  • Щелочные металлы обладают высокой реакционной способностью при стандартной температуре и давлении и легко теряют свой внешний электрон с образованием катионов с зарядом +1.
  • Все обнаруженные щелочные металлы встречаются в природе.
  • Большинство щелочных металлов находят множество различных применений, таких как атомные часы рубидия и цезия, натриевые лампы и поваренная соль.
Ключевые термины
  • щелок : Сильный едкий щелочной раствор солей калия или натрия, полученный выщелачиванием древесной золы.Он широко используется в производстве мыла, а также в биодизеле.
  • щелочной металл : Любой из мягких, легких, химически активных металлов группы 1 периодической таблицы Менделеева; литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.
  • атомные часы цезия : основной стандарт частоты, в котором электронные переходы между двумя сверхтонкими основными состояниями атомов цезия-133 используются для управления выходной частотой.

Щелочные металлы представляют собой группу химических элементов в периодической таблице со следующими физическими и химическими свойствами:

  • блестящий
  • мягкий
  • серебристый
  • высокая реактивность при стандартной температуре и давлении
  • легко теряют свой крайний электрон, образуя катионы с зарядом +1

Все они легко режутся пластиковым ножом благодаря своей мягкости, а их блестящая поверхность быстро тускнеет на воздухе из-за окисления.Из-за их высокой реакционной способности щелочные металлы должны храниться под маслом, чтобы предотвратить реакцию с воздухом. В современной номенклатуре ИЮПАК щелочные металлы включают элементы группы 1, за исключением водорода. Все щелочные металлы реагируют с водой, причем более тяжелые щелочные металлы реагируют более энергично, чем более легкие.

Щелочные металлы : Литий хранится в масле из-за его высокой реакционной способности.

Периодические тенденции щелочных металлов

Щелочные металлы: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr).Эта группа находится в s-блоке периодической таблицы, поскольку у всех щелочных металлов крайний электрон находится на s-орбитали. Щелочные металлы представляют собой лучший пример групповых тенденций в свойствах в периодической таблице с элементами, демонстрирующими аналогичные свойства. Например, при движении вниз по таблице все известные щелочные металлы показывают:

  • увеличение атомного радиуса,
  • уменьшение электроотрицательности
  • повышение реактивности
  • понижение температуры плавления и кипения

Как правило, их плотность увеличивается при движении вниз по столу, за исключением калия, который менее плотен, чем натрий.

Реакции щелочных металлов

Щелочные металлы бурно реагируют с водой, галогенами и кислотами. В результате реакции выделяется удивительное количество тепла и света. В химическом уравнении щелочные металлы представлены буквой M. Вот несколько примеров уравнений реакции:

  • Щелочные металлы реагируют с кислородом с образованием оксидов, которые имеют более тусклый вид и более низкую реакционную способность. Оксиды гораздо менее химически активны, чем чистые металлы.

[латекс] 4 {\ text {M}} _ {(\ text {s})} + {\ text {O}} _ {2 (\ text {g})} \ rightarrow 2 {\ text {M }} _ {2} \ text {O} [/ latex]

  • Оксиды бурно реагируют с водой с образованием гидроксида.Образующиеся гидроксиды этих элементов полностью диссоциируют в воде с образованием некоторых из самых сильных из известных оснований. Гидроксид натрия (NaOH), также называемый щелочью, представляет собой промышленную основу.

[латекс] {\ text {M}} _ {2} \ text {O} _ {(\ text {s})} + \ text {H} _ {2} {\ text {O}} \ rightarrow 2 \ text {MOH} _ {(\ text {aq})} [/ latex]

  • Чистый щелочной металл также может напрямую реагировать с водой. В этом случае металл представляет собой основной ангидрид. Выделяется газообразный водород, который легко воспламеняется.

[латекс] 2 {\ text {M}} _ {(\ text {s})} +2 {\ text {H}} _ {2} \ text {O} \ rightarrow 2 \ text {MOH} _ {(\ text {aq})} + {\ text {H}} _ {2 (\ text {g})} [/ latex]

  • Воздействие галогена на щелочной металл вызовет чрезвычайно экзотермическую реакцию, в результате которой образуется ионная соль. Почти каждая соль щелочного металла хорошо растворяется в воде. Они образуют проводящие растворы, что доказывает их ионную природу.

[латекс] 2 {\ text {M}} _ {(\ text {s})} + {\ text {Cl}} _ {2 (\ text {g})} \ rightarrow 2 \ text {MCl} _ {(\ text {s})} [/ латекс]

Встречи в природе

Все обнаруженные щелочные металлы встречаются в природе.Были проведены эксперименты, чтобы попытаться синтезировать унунениум (Uue), который, вероятно, станет следующим членом группы, если попытка окажется успешной. Предполагается, что следующим щелочным металлом после унунения будет негэкспентиум (Uhp), элемент, который еще не получил даже попыток синтеза из-за его чрезвычайно высокого атомного номера.

Применение щелочных металлов

Большинство щелочных металлов находят множество различных применений. Двумя наиболее известными применениями чистых элементов являются атомные часы рубидия и цезия, из которых атомные часы цезия являются наиболее точным представлением времени, известным по состоянию на 2012 год.Обычно соединения натрия используются в натриевых лампах, излучающих очень эффективный свет. С другой стороны, поваренная соль или хлорид натрия использовались с древних времен.

Щелочноземельные металлы

Щелочноземельные металлы — это химические элементы в s-блоке периодической таблицы с очень похожими физическими и химическими свойствами.

Цели обучения

Предскажите степень окисления щелочноземельного металла.

Основные выводы

Ключевые моменты
  • Щелочноземельные металлы — это блестящие, серебристо-белые металлы, обладающие некоторой реакционной способностью при стандартной температуре и давлении.
  • Все щелочноземельные металлы легко теряют два своих внешних электрона с образованием катионов с зарядом 2+.
  • Все щелочноземельные металлы, кроме магния и стронция, содержат по крайней мере один радиоизотоп природного происхождения.
  • Магний и кальций присутствуют повсеместно и необходимы всем известным живым организмам.
Ключевые термины
  • Щелочноземельные металлы : Группа химических элементов в периодической таблице со схожими свойствами: блестящие, серебристо-белые, несколько реактивные при стандартной температуре и давлении.Они легко теряют два своих крайних электрона с образованием катионов с зарядом +2.

Свойства щелочноземельных металлов

Щелочноземельные металлы (бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) и радий (Ra)) представляют собой группу химических элементов в s-блоке таблица Менделеева с очень похожими свойствами:

  • блестящий
  • серебристо-белый
  • металлы с высокой реакционной способностью при стандартной температуре и давлении
  • легко теряют два своих крайних электрона с образованием катионов с зарядом 2+
  • низкая плотность
  • низкая температура плавления
  • низкая температура кипения

Щелочноземельные металлы включают элементы 2 группы.Все обнаруженные щелочноземельные металлы встречаются в природе.

Реакции щелочноземельных металлов

Все щелочноземельные металлы имеют два электрона в валентной оболочке, поэтому они теряют два электрона, образуя катионы с зарядом 2+. Большая часть химии наблюдалась только у первых пяти членов группы; химический состав радия не изучен из-за его радиоактивности.

С химической точки зрения, все щелочные металлы реагируют с галогенами с образованием ионных галогенидов щелочноземельных металлов.Все щелочноземельные металлы, кроме бериллия, также реагируют с водой с образованием сильнощелочных гидроксидов, с которыми следует обращаться с большой осторожностью. Более тяжелые щелочноземельные металлы реагируют более энергично, чем более легкие.

Щелочные металлы имеют вторые по величине первые энергии ионизации в соответствующие периоды таблицы Менделеева. Это происходит из-за их низких эффективных ядерных зарядов и способности достичь полной конфигурации внешней оболочки, потеряв всего два электрона. Вторая энергия ионизации всех щелочных металлов также несколько мала.

Бериллий — исключение. Он не реагирует с водой или паром, а его галогениды ковалентны. Все соединения, в состав которых входит бериллий, имеют ковалентную связь. Даже фторид бериллия, который является наиболее ионным соединением бериллия, имеет низкую температуру плавления и низкую электропроводность при плавлении.

Вот список некоторых обычных реакций щелочноземельных металлов, где E = элементы, которые действуют как восстановители:

  • Металлы восстанавливают галогены с образованием ионных галогенидов: [латекс] \ text {E} _ {(\ text {s})} + \ text {X} _ {2} \ rightarrow \ text {EX} _ {2 ( \ text {s})} [/ latex] где X = F, Cl, Br или I
  • Металлы восстанавливают O2 с образованием оксидов:

[латекс] 2 \ text {E} _ {(\ text {s})} + \ text {O} _ {2} \ rightarrow 2 \ text {EO} _ {(\ text {s})} [ / латекс]

  • Более крупные металлы реагируют с водой с образованием газообразного водорода: [латекс] \ text {E} _ {(\ text {s})} +2 \ text {H} _ {2} \ text {O} _ {( \ text {l})} \ rightarrow \ text {E} _ {(\ text {aq})} ^ {2+} +2 \ text {OH} _ {(\ text {aq})} ^ {-} + \ text {H} _ {2 (\ text {g})} [/ latex], где E = Ca, Sr или Ba
  • Металлы претерпевают реакции трансметаллирования с обменом лигандов: [латекс] \ text {Ae} + \ text {Hg} {\ {\ text {N} (\ text {SiMe} _ {3}) _ {2} \} _ {2}} \ rightarrow [\ text {Ae} \ {{\ text {N} (\ text {SiMe} _ {3}) _ {2} \} _ {2}} (\ text {THF}) _ {2}] [/ latex], где Ae = Ca, Sr или Ba.

Соединения щелочноземельных металлов

  • Галогениды алкилмагния (RMgX, где R = углеводородная группа и X = галоген) используются для синтеза органических соединений. Вот пример: [латекс] 3 \ text {RMgCl} + \ text {SnCl} _ {4} \ rightarrow 3 \ text {MgCl} _ {2} + \ text {R} _ {3} \ text {SnCl} [/ латекс]
  • Оксид магния (MgO) используется в качестве материала для преломления печного кирпича и изоляции проводов (температура плавления 2852 ° C).
  • Карбонат кальция (CaCO 3 ) в основном используется в строительной промышленности и для производства известняка, мрамора, мела и кораллов.

Радиоактивность

Все щелочноземельные металлы, за исключением магния и стронция, содержат по крайней мере один радиоизотоп природного происхождения: бериллий-7, бериллий-10 и кальций-41 являются радиоизотопами в следовых количествах. Кальций-48 и барий-130 имеют очень длительный период полураспада и поэтому встречаются в природе. Все изотопы радия радиоактивны.

Встречи в природе

Изумруд — это встречающееся в природе соединение бериллия. В земной коре содержится большое количество кальция и магния, которые составляют несколько важных породообразующих минералов, таких как доломит (долостон) и кальцит (известняк).Остальные нерадиоактивные члены группы присутствуют только в меньших количествах. Месторождения каждого из этих минералов разрабатываются для извлечения элементов для дальнейшего использования. Радий с максимальным периодом полураспада 1601 год присутствует в природе только тогда, когда он пополняется цепочкой распада в результате радиоактивного распада более тяжелых элементов.

Изумруд : Изумруд — это разновидность берилла, минерала, содержащего щелочноземельный металл бериллий. Бериллий встречается в природе только в сочетании с другими элементами в минералах.

Биологическая роль и токсичность щелочноземельных металлов

Магний и кальций необходимы всем известным живым организмам. Они задействованы более чем в одной роли. Например, насосы ионов магния или кальция играют роль в некоторых клеточных процессах. Магний действует как активный центр некоторых ферментов, а соли кальция играют структурную роль в костях.

Стронций играет важную роль в морской водной жизни, особенно в твердых кораллах, которые используют стронций для создания своих экзоскелетов.Стронций и барий находят применение в медицине. Например, «бариевая мука» используется в радиографической визуализации, а соединения стронция используются в некоторых зубных пастах.

Однако бериллий и радий токсичны. Низкая растворимость бериллия в воде означает, что он редко доступен для биологических систем. Его роль в живых организмах неизвестна, и, когда они встречаются, он обычно очень токсичен. Радий имеет низкую доступность и очень радиоактивен, что делает его токсичным для жизни.

Алюминий

Алюминий — мягкий серебристый металл из группы бора периодической таблицы.

Цели обучения

Опишите свойства алюминия.

Основные выводы

Ключевые моменты
  • Алюминий — мягкий, легкий и ковкий серебристый металл, не растворяющийся в воде.
  • В подавляющем большинстве соединений алюминий имеет степень окисления 3+, но известны соединения со степенью окисления +1 и +2.
  • Алюминий содержит много известных изотопов, массовые числа которых находятся в диапазоне от 21 до 42.
  • Алюминий является наиболее широко используемым цветным металлом и в основном легирован, что улучшает его механические свойства.
Ключевые термины
  • алюминий : металлический химический элемент (обозначение Al) с атомным номером 13.
  • пассивирование : Относится к материалу, который становится «пассивным», то есть меньше подвержен влиянию факторов окружающей среды, таких как воздух или вода.

Физические свойства алюминия

Алюминий это:

  • относительно мягкий
  • прочный
  • легкий
  • пластичный
  • податливый
  • Внешний вид варьируется от серебристого до тускло-серого
  • не растворяется в воде при нормальных условиях
  • немагнитный
  • плохо воспламеняется
  • способный быть сверхпроводником

Химические свойства

Алюминий устойчив к коррозии из-за явления пассивации.Когда металл подвергается воздействию воздуха, образуется тонкий поверхностный слой оксида алюминия. Этот оксидный слой защищает находящийся под поверхностью алюминий от дальнейшего окисления. Как и многие другие металлы, алюминий также может окисляться водой с образованием водорода и тепла:

[латекс] 2 \ text {Al} \ quad + \ quad 3 {\ text {H}} _ {2} \ text {O} \ quad \ longrightarrow \ quad {\ text {Al}} _ {2} { \ text {O}} _ {3} +3 {\ text {H}} _ {2} [/ latex]

Хотя алюминий чрезвычайно легко окисляется, можно удалить оксидный слой с образца без его немедленного риформинга.Самый простой и безопасный способ — подключить батарею к образцу и провести электролиз либо в инертной атмосфере (например, газообразный аргон), либо в условиях вакуума.

Подавляющее большинство соединений алюминия имеют степень окисления 3+. Координационное число алюминия может варьироваться, но обычно Al 3+ является тетра- или гексакоординированным. Это означает, что у него будет 4 или 6 лигандов.

Галогениды алюминия: использование в качестве кислот Льюиса

Алюминий — очень реактивный металл, который легко вступает в реакцию с трехвалентными соединениями продукта.Его галогениды (AlF 3 , AlCl 3 , AlBr 3 и AlI 3 ) являются общими примерами. Трехвалентный алюминий является электронодефицитным и поэтому исключительно полезен в качестве кислоты Льюиса, особенно в органическом синтезе.

Гидриды алюминия и алюминийорганические соединения

Существует множество соединений эмпирической формулы AlR 3 и AlR 1,5 Cl 1,5 . Эти разновидности обычно имеют тетраэдрические центры Al. С большими органическими группами триорганоалюминий существует в виде трехкоординированных мономеров, таких как триизобутилалюминий.

Важным гидридом алюминия является алюмогидрид лития (LiAlH 4 ), который используется в качестве восстановителя в органической химии. Его можно производить из гидрида лития и трихлорида алюминия:

[латекс] 4 \ text {LiH} \ quad + \ quad \ text {Al} {\ text {Cl}} _ {3} \ quad \ longrightarrow \ quad \ text {LiAl} {\ text {H}} _ {4} \ quad + \ quad 3 \ text {LiCl} [/ латекс]

Алюминий общего назначения

Алюминий — наиболее широко используемый цветной металл. Алюминий почти всегда легирован, что заметно улучшает его механические свойства, особенно при отпуске.Например, обычная алюминиевая фольга и банки для напитков представляют собой сплавы с содержанием алюминия от 92% до 99%. Некоторые из многих применений металлического алюминия находятся в:

  • Транспортировка в листах, трубах, отливках и т. Д.
  • Упаковка (жестяная банка, фольга и др.)
  • Строительство (окна, двери, сайдинг, строительная проволока и т. Д.)
  • Широкий ассортимент предметов домашнего обихода, от кухонной утвари до бейсбольных бит и часов
  • Столбы уличного освещения, мачты парусных судов, прогулочные столбы и т. Д.
  • Внешние оболочки бытовой электроники, а также корпуса для оборудования (например, фотоаппаратуры)
  • Линии электропередачи для распределения электроэнергии
  • Алюминий особой чистоты, используемый в электронике и компакт-дисках
  • Радиаторы для электронных устройств, таких как транзисторы и процессоры
  • Материал подложки из ламината с металлическим сердечником, плакированного медью, используемого в светодиодном освещении высокой яркости
  • Алюминий порошковый, используемый в красках и пиротехнике
  • Множество стран, включая Францию, Италию, Польшу, Финляндию, Румынию, Израиль и бывшую Югославию, выпустили монеты, отчеканенные из алюминия или алюминиево-медных сплавов

Использование алюминия при транспортировке : Austin «A40 Sports» в алюминиевом корпусе (ок.1951).

Щелочные металлические элементы: свойства, характеристики и реакции — стенограмма видео и урока

Свойства и характеристики

Щелочные металлы серебристые, мягкие и не очень плотные. Их легко разрезать ножом для масла, а цезий даже может плавиться в ладони. Они имеют низкие температуры плавления и невероятно реакционноспособны — настолько реакционны, что их необходимо хранить в специальных растворах или контейнерах, чтобы предотвратить непреднамеренную реакцию.Отчасти щелочные металлы обладают такой реакционной способностью, потому что в их внешнем электронном слое находится один электрон. Как и многие другие металлы, щелочные металлы не хотят ничего, кроме электронных структур, подобных их знаменитым стабильным и инертным собратьям, благородным газам.

Чтобы удалить этот крайний электрон из щелочного металла, требуется очень мало энергии. Таким образом, щелочные металлы легко теряют свой внешний электрон и превращаются в ион +1. Это случается так часто, что редко можно найти образец щелочного металла со всеми его электронами; большинство щелочных металлов присутствуют в их ионной +1 форме.

Энергия, необходимая для удаления электрона из элемента, называется первой энергией ионизации . Щелочные металлы имеют самую низкую энергию первой ионизации из всех элементов. Фактически, по мере того, как вы спускаетесь по столбцу 1A, энергия первой ионизации становится все ниже и ниже, что делает цезий наиболее легко ионизируемым элементом в периодической таблице.

Реакции

Реакции со щелочными металлами — одни из самых захватывающих и самых опасных. Вообще говоря, чем легче удалить электрон, тем более энергичной будет реакция.Легкость удаления электрона из щелочного металла приводит к фантастическому высвобождению энергии.

Этот принцип хорошо демонстрируется в реакции щелочного металла с водой. Ниже представлена ​​общая форма щелочного металла (обозначена буквой M) с водой и химическая реакция металлического калия, реагирующего с водой. Щелочной металл, добавляемый в воду, образует газообразный водород, ионы щелочных металлов и ионы гидроксида.

Записанная химическая реакция намного менее захватывающая, чем реальная реакция.Когда калий реагирует с водой, он производит газообразный водород, ионы калия и ионы гидроксида. Во время реакции произведенный водород может стать достаточно горячим, чтобы воспламениться, образуя пламя. Натрий, калий, рубидий и цезий имеют такие низкие температуры плавления, что тепло от реакции заставляет их плавиться, увеличивая площадь поверхности контакта с водой и величину реакции.

Щелочные металлы реагируют с неметаллами с образованием ионных соединений. В этих типах реакций щелочной металл отдает свой внешний электрон неметаллу, который жадно поглощает электроны.Подобные реакции, в которых элемент обменивается электроном на другой, называется окислительно-восстановительной реакцией или окислительно-восстановительной реакцией . Они очень распространены между щелочными металлами и неметаллами. В результате химической реакции металлического натрия с газообразным хлором образуется хлорид натрия.

Щелочные металлы часто встречаются в природе, но редко в чистом виде. Их обычно можно найти в ионных соединениях или просто в виде ионов. Наши тела загружены ионами натрия и калия; они играют важную роль в клеточных функциях.Натрий часто используется в электрических лампочках, и во многих городах до сих пор используются натриевые уличные фонари, которые можно отличить по их оранжево-желтому свечению. Ионы лития используются, чтобы сделать аккумуляторные батареи популярными в портативной электронике.

Краткое содержание урока

Щелочные металлы имеют один электрон во внешнем слое и находятся в столбце 1A периодической таблицы. Обычно встречаются в виде ионных соединений или ионов, они легко отдают свой электрон другим элементам. Это часто вызывает довольно драматические окислительно-восстановительные реакции с неметаллами с участием газообразного водорода, который воспламеняется.

  • Найдено в столбце 1A периодической таблицы
  • Имеют один электрон во внешнем слое электронов
  • Легко ионизируемый
  • Серебристый, мягкий, неплотный
  • Низкие температуры плавления
  • Невероятно реактивный

Результаты обучения

После того, как вы закончите, вы должны уметь:

  • Назвать щелочные металлы и идентифицировать их в периодической таблице
  • Обсудите общие свойства щелочных металлов
  • Объясните, что такое окислительно-восстановительные реакции.

Физические свойства щелочных металлов — Группа 1 — щелочные металлы — Edexcel — Редакция GCSE Chemistry (Single Science) — Edexcel

Группа 1 содержит элементы, помещенные в вертикальный столбец в дальнем левом углу периодической таблицы.Элементы группы 1 называются щелочными металлами.

Группа 1 находится в левой части таблицы Менделеева.

Щелочные металлы обладают схожими физическими и химическими свойствами.

Физические свойства

Щелочные металлы:

  • мягкие (их можно разрезать ножом)
  • имеют относительно низкие температуры плавления

Щелочные металлы также имеют низкую плотность. Они достаточно низкие, чтобы первые три (литий, натрий и калий) плавали на воде.

Пример

В таблице указаны температуры плавления пяти щелочных металлов. Используйте эту информацию, чтобы описать, как изменяется точка плавления в группе 1.

Элемент Точка плавления
Литий, Li 180 ° C
Натрий, Na 98 ° C
Калий, K 63 ° C
Рубидий, Rb 39 ° C
Цезий, Cs 28 ° C
90 1498 Группа плавления уменьшается .

Вопрос

Используйте информацию в таблице и диаграмме, чтобы предсказать точку плавления франция, Fr. Поясните свой ответ.

Показать ответ

Температура плавления франция будет около 23-27 ° C. Это связано с тем, что франций ниже цезия в периодической таблице, поэтому он должен иметь более низкую температуру плавления, а разница в температурах плавления уменьшается при переходе от одного элемента к другому.

Группа 1: Свойства щелочных металлов

На этой странице обсуждаются тенденции изменения некоторых атомных и физических свойств элементов группы 1 — лития, натрия, калия, рубидия и цезия.В разделах ниже рассматриваются тенденции изменения атомного радиуса, энергии первой ионизации, электроотрицательности, точек плавления и кипения и плотности.

Тенденции в атомном радиусе

На диаграмме ниже показано увеличение атомного радиуса вниз по группе.

Радиус атома определяется двумя факторами:

  1. Количество слоев электронов вокруг ядра
  2. Притяжение внешних электронов к ядру

Сравните электронные конфигурации лития и натрия:

  • Li: 1s 2 2s 1
  • Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

В каждом элементе внешний электрон получает суммарный заряд +1 от ядра. — \]

График, показывающий первые энергии ионизации атомов Группы 1, показан выше.Обратите внимание, что энергия первой ионизации уменьшается по группе. Энергия ионизации определяется тремя факторами:

  • заряд на ядре,
  • величина экранирования внутренними электронами,
  • расстояние между внешними электронами и ядром.

Внизу группы увеличение заряда ядра в точности компенсируется увеличением количества внутренних электронов. Как упоминалось ранее, в каждом из элементов Группы 1 самые удаленные электроны испытывают суммарный заряд +1 от центра.Однако расстояние между ядром и внешними электронами увеличивается вниз по группе; электроны становится легче удалить, а энергия ионизации падает.

Тенденции электроотрицательности

Электроотрицательность — это мера тенденции атома притягивать связывающую пару электронов. Обычно его измеряют по шкале Полинга, по которой наиболее электроотрицательному элементу (фтору) присваивается электроотрицательность 4,0 (таблица A2).

График, показывающий электроотрицательность элементов Группы 1, показан выше.Каждый из этих элементов имеет очень низкую электроотрицательность по сравнению с фтором, и электроотрицательность уменьшается от лития к цезию.

Изобразите связь между атомом натрия и атомом хлора. Связь можно считать ковалентной, состоящей из пары общих электронов. Электронная пара будет притягиваться к атому хлора, потому что ядро ​​хлора содержит намного больше протонов, чем ядро ​​натрия. Это показано на рисунке ниже:

Электронная пара настолько близка к хлору, что происходит эффективный перенос электрона от атома натрия к атому хлора — атомы ионизируются.Это сильное притяжение ядра хлора объясняет, почему хлор гораздо более электроотрицателен, чем натрий.

Теперь сравните это со связью литий-хлор. Чистое натяжение с каждого конца связи такое же, как и раньше, но атом лития меньше атома натрия. Это означает, что электронная пара будет сильнее притягиваться к чистому заряду +1 на литиевом конце и, следовательно, ближе к нему.

В некоторых соединениях лития часто присутствует степень ковалентной связи, которой нет в остальной части группы.Например, йодид лития растворяется в органических растворителях; это типичное свойство ковалентных соединений. Атом йода настолько велик, что притяжение ядра йода к паре электронов относительно невелико, и полностью ионная связь не образуется.

Обобщение тенденции вниз по группе

По мере того, как атомы металла увеличиваются в размерах, любая пара связывающих электронов удаляется от ядра металла и, следовательно, менее сильно к нему притягивается. Это соответствует снижению электроотрицательности в группе 1.За исключением некоторых соединений лития, каждый из элементов группы 1 образует соединения, которые можно считать ионными. Каждый из них настолько слабо электроотрицателен, что в связи группы 1 с галогеном мы предполагаем, что электронная пара на более электроотрицательном атоме притягивается так близко к этому атому, что образуются ионы.

Тенденции температуры плавления и кипения

На рисунке выше показаны точки плавления и кипения элементов группы 1. И точки плавления, и точки кипения снижаются по группе.

Когда любой из металлов группы 1 плавится, металлическая связь ослабляется настолько, что атомы могут двигаться более свободно, и полностью разрывается при достижении точки кипения. Уменьшение точек плавления и кипения отражает уменьшение прочности каждой металлической связи.

Атомы в металле удерживаются вместе притяжением ядер к электронам, которые делокализованы по всей массе металла. По мере увеличения размера атомов расстояние между ядрами и этими делокализованными электронами увеличивается; следовательно, аттракционы падают.Атомы легче разделяются, образуя жидкость, а затем газ. Как обсуждалось ранее, каждый атом демонстрирует чистую тягу от ядер +1. Повышенный заряд ядра в нижней части группы компенсируется дополнительными уровнями экранирования электронов. Как и прежде, тенденция определяется расстоянием между ядром и связывающими электронами.

Тенденции плотности

Плотность элементов Группы 1 увеличивается вниз по группе (за исключением колебания в сторону понижения для калия).Эта тенденция показана на рисунке ниже:

Металлы этой серии относительно легкие — литий, натрий и калий менее плотны, чем вода (менее 1 г / см -3 ). Трудно дать простое объяснение этой тенденции, потому что плотность зависит от двух факторов, оба из которых меняются в зависимости от группы. Атомы упакованы одинаково, поэтому учитываются два фактора: сколько атомов может быть упаковано в данном объеме, и масса отдельных атомов.Упакованное количество зависит от объемов отдельных атомов; эти объемы, в свою очередь, зависят от их атомного радиуса.

Атомный радиус увеличивается вниз по группе, поэтому объем атомов также увеличивается. Таким образом, в заданный объем может быть помещено меньше атомов натрия, чем атомов лития. Однако по мере того, как атомы становятся больше, их масса увеличивается. Данное количество атомов натрия будет весить больше, чем такое же количество атомов лития. Следовательно, 1 см 3 натрия содержит меньше атомов, чем тот же объем лития, но каждый атом весит больше.Для определения плотности требуются математические расчеты.

Группа 1: Водород и щелочные металлы

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
Без заголовков

Щелочные металлы — химические элементы, входящие в группу 1 периодической таблицы.К щелочным металлам относятся: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Хотя водород часто входит в группу 1 из-за его электронной конфигурации, технически он не является щелочным металлом, поскольку он редко демонстрирует подобное поведение. Слово «щелочь» получило свое название от арабского слова «al qali», что означает «из золы», поскольку эти элементы реагируют с водой с образованием гидроксид-ионов, создавая щелочных растворов (pH> 7).

  • Группа 1: Свойства щелочных металлов
    На этой странице обсуждаются тенденции изменения некоторых атомных и физических свойств элементов группы 1 — лития, натрия, калия, рубидия и цезия.В разделах ниже рассматриваются тенденции изменения атомного радиуса, энергии первой ионизации, электроотрицательности, точек плавления и кипения и плотности.
  • Группа 1: Реакционная способность щелочных металлов
    Щелочные металлы относятся к числу наиболее реактивных металлов. Частично это связано с их большим атомным радиусом и низкой энергией ионизации. Они склонны отдавать свои электроны в реакциях и имеют степень окисления +1. Эти металлы отличаются мягкой текстурой и серебристым цветом.Они также имеют низкие температуры кипения и плавления и менее плотны, чем большинство элементов. Все эти характеристики можно объяснить большими атомными радиусами этих элементов и слабой металлической связью.
  • Химия водорода (Z = 1)
    Водород — один из важнейших элементов в мире. Это все вокруг нас. Он входит в состав воды (h3O), жиров, нефти, столового сахара (C6h22O6), аммиака (Nh4) и перекиси водорода (h3O2) — вещей, необходимых для жизни, как мы ее знаем.Этот модуль исследует несколько аспектов элемента и то, как они применимы к миру.
  • Химический состав лития (Z = 3)
    Хлор — это галоген в Литии — редкий элемент, обнаруживаемый в основном в расплавленных породах и соленой воде в очень небольших количествах. Считается, что он не является жизненно важным для биологических процессов человека, хотя он используется во многих лекарствах из-за его положительного воздействия на человеческий мозг. Из-за его реактивных свойств люди использовали литий в батареях, реакциях ядерного синтеза и термоядерном оружии.
  • Химия натрия (Z = 11)
    Натрий — это металлический элемент, входящий в первую группу периодической таблицы Менделеева. Как шестой по численности элемент земной коры, соединения натрия обычно растворяются в океанах, минералах и даже в наших телах.
  • Химический состав калия (Z = 19)
    В чистом виде калий имеет бело-серебристый цвет, но он быстро окисляется на воздухе и тускнеет за считанные минуты, если не хранить в масле или смазке. .Калий необходим для нескольких аспектов жизни растений, животных и человека, поэтому его добывают, производят и потребляют в огромных количествах по всему миру.
  • Химия рубидия (Z = 37)
    Рубидий (лат. Rubidius = красный) похож по физическим и химическим характеристикам на калий, но гораздо более активен. Это семнадцатый по распространенности элемент, который был обнаружен Бунзеном и Кирхгофом в 1861 году по его красному спектральному излучению. Его температура плавления настолько низкая, что вы можете растопить его в руке, если у вас будет температура (39 ° C).Но это было бы не очень хорошей идеей, потому что это будет сильно реагировать с влагой в вашей коже.
  • Химический состав цезия (Z = 55)
    Цезий настолько реактивен, что даже взорвется при контакте со льдом! Он использовался в качестве «геттера» при производстве вакуумных трубок (т. Е. Помогает удалять следовые количества оставшихся газов). В атомных часах используется изотоп цезия.
  • Химия франция (Z = 87)
    Франций является последним из известных щелочных металлов и в значительной степени не встречается в природе.Все известные изотопы радиоактивны и имеют короткий период полураспада (22 минуты — самый длинный).

Информация о щелочных металлах — Stanford Environmental Health & Safety

В чистом виде щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий и цезий) представляют собой мягкие блестящие металлы с низкой температурой плавления. Щелочные металлы легко вступают в реакцию с воздухом и влагой. Из-за их реакционной способности необходимо соблюдать особые меры предосторожности при использовании и хранении этих металлов.

Литий, натрий, калий, рубидий и цезий (слева направо).

Какие опасности?

Щелочные металлы реагируют с воздухом с образованием едких оксидов металлов. Более тяжелые щелочные металлы (рубидий и цезий) спонтанно воспламеняются при воздействии воздуха при комнатной температуре.

Щелочные металлы реагируют с водой с образованием тепла, газообразного водорода и соответствующего гидроксида металла. Тепло, выделяемое в результате этой реакции, может воспламенить водород или сам металл, что приведет к пожару или взрыву. Более тяжелые щелочные металлы будут более бурно реагировать с водой.

Как я могу защитить себя?

ПЕРЕД РАБОТОЙ С ЩЕЛОЧНЫМИ МЕТАЛЛАМИ

  • Разработайте стандартную операционную процедуру (СОП) для вашего эксперимента и просмотрите СОП с вашим главным исследователем (PI).
  • Подробнее о разработке СОП.
  • Убедитесь, что персонал, работающий с щелочными металлами, прошел соответствующее обучение Уровня III (для конкретных лабораторий), которое включает обзор СОП.
  • Перед началом работы с щелочными металлами убедитесь в наличии соответствующего огнетушителя класса D.Чтобы получить эти огнетушители, позвоните в Управление пожарной охраны Стэнфордского университета по телефону (650) 723-0448. Огнетушители ABC и CO2 нельзя использовать для тушения возгорания щелочных металлов.

РАБОТА С ЩЕЛОЧНЫМИ МЕТАЛЛАМИ

  • По возможности работайте с щелочными металлами в перчаточном ящике, поскольку перчаточный ящик может обеспечить инертную рабочую среду.
  • Если необходимо работать с этими металлами вне перчаточного ящика, выполняйте эту работу в сертифицированном лабораторном вытяжном шкафу.В рабочей зоне не должно быть воды, посторонних легковоспламеняющихся материалов, искр или других источников возгорания.

o Чтобы предотвратить реакцию с воздухом, держите щелочные металлы в инертном растворителе, таком как минеральное масло, гексан или толуол.

o При обращении с щелочными металлами вне перчаточного ящика используйте методы, чувствительные к воздуху. Ресурсы по чувствительным к воздуху методам включают Технический бюллетень Sigma Aldrich AL-134 и ChemistryViews Tips and Tricks for the Lab: Air-Sensitive Techniques .

Минимальные СИЗ для работы с щелочными металлами включают:

  • Защитные очки o Перчатки с соответствующей химической стойкостью
  • Огнестойкий лабораторный халат
  • Надлежащая уличная одежда — длинные брюки (или аналогичная одежда, закрывающая ноги и щиколотки) и закрытая неперфорированная обувь, полностью закрывающая ступни.
  • Не работайте в одиночку при работе с щелочными металлами

Как мне это хранить?

Чтобы свести к минимуму контакт с кислородом и водой, щелочные металлы необходимо хранить в герметичном контейнере под минеральным маслом и / или в инертном газе, таком как аргон.Перчаточные ящики с инертной атмосферой — подходящее место для хранения щелочных металлов.

Особые указания по хранению лития:

  • Газообразный азот не является инертной атмосферой для лития, поскольку литий реагирует с азотом с образованием темного покрытия из нитрида лития.

Кусочки лития с видимым потускнением нитрида лития.

  • Литий (плотность: 0,534 г / см3) будет плавать в минеральном масле (плотность: 0,8 г / см3).Убедитесь, что куски лития, хранящиеся в масле, полностью покрыты покрытием.
  • В качестве альтернативы литий можно хранить под слоем вазелина или парафинового воска.

Особые указания по хранению калия:

  • Калий всегда следует хранить в инертной атмосфере. Даже при хранении под минеральным маслом после длительного хранения может образоваться желтый налет из супероксида калия, если в свободном пространстве контейнера присутствует кислород.
  • Супероксид калия может образовывать чувствительное к ударам взрывчатое вещество с минеральным маслом.
  • Щелочные металлы классифицируются как группа хранения B в Стэнфордской системе классификации групп хранения. Эта группа несовместима с другими группами хранения и должна храниться отдельно.

Как от этого избавиться?

  • Ломки отходов щелочных металлов могут храниться таким же образом, как и объемные металлы (т. Е. В минеральном масле и / или в инертной атмосфере). EH&S будет собирать отходы щелочных металлов, хранящиеся таким образом, как опасные отходы.
  • Создайте бирки для опасных отходов и запросите вывоз опасных отходов в системе WasteTag.
  • Не гасите щелочные металлы, если это не является необходимой частью экспериментальной процедуры.
  • Если необходима закалка, дайте подробное описание процедуры закалки в СОП. Проконсультируйтесь с EH&S по телефону (650) 723-0448.
  • Необходимо соблюдать осторожность при очистке оборудования и инструментов, используемых для работы с щелочными металлами. Возможные методы включают полоскание изопропанолом или третбутанолом (которые медленнее реагируют с щелочными металлами) или погружение в большое количество ледяной воды.Проконсультируйтесь с вашим PI, чтобы определить подходящий курс действий.
  • Твердые материалы (такие как перчатки, бумажные полотенца или салфетки), загрязненные небольшими количествами щелочного металла, могут собираться в металлических банках для защиты от риска возгорания, связанного с замедленной реакцией остаточного щелочного металла с воздухом. Эти банки можно приобрести в Stanford EH&S.

Каталожный номер

  1. Urben, P.G. Справочник Бретерика по опасным реактивным химическим веществам, 7-е изд. .; Academic Press: Берлингтон, Массачусетс, 2007.
  2. Ho, T.-L .; Физер, М; and Fieser, L. Реагенты Fieser и Fieser для органического синтеза . John Wiley & Sons, Inc.: Хобокен, 2006.
  3. ESPI Metals. «Калий (К)».

Свойства щелочных металлов

Эта таблица Менделеева выделена для определения группы элементов щелочных металлов. (Тодд Хелменстайн)

Щелочные металлы — это элементы, расположенные в группе IA периодической таблицы (первый столбец).Ключевой характеристикой этих элементов является то, что все они имеют по одному электрону на внешней электронной оболочке. Этот одиночный электрон слабо связан, что делает его набором реактивных металлических элементов.

Список щелочных металлов

Обратите внимание, что элемент, отсутствующий в большинстве списков щелочных металлов, — это водород. Водород — это щелочной металл , если он находится в металлическом состоянии. При обычных температурах и давлениях водород встречается в виде газа и обладает свойствами неметалла.

Свойства щелочного металла

Как и другие щелочные металлы, рубидий — блестящий металл серебристого цвета. Чистый элемент вступает в реакцию с воздухом или водой, поэтому его хранят в герметичном контейнере.

Одинокие электроны внешней оболочки приводят к тому, что элементы щелочного металла имеют несколько общих свойств:

  • Один внешний электрон легко теряется, образуя одновалентный (1+) катион (например, Na + ).
  • Щелочные металлы обычно менее плотны, чем другие металлы.
  • Атомы щелочных металлов имеют самые большие атомные радиусы элементов в свои периоды.
  • Щелочные металлы — элементы с высокой реакционной способностью. В частности, они легко реагируют с галогенами и другими неметаллами. Чистые металлы реагируют с кислородом воздуха и с водой. По мере продвижения по группе реактивность возрастает. Кусок металлического натрия в воде загорится; кусок металлического цезия в воде взорвется.
  • Атомы имеют низкую энергию ионизации.

    No related posts.

Похожие записи