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.

 

 

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:

Иллюстрация: https://arhivurokov.ru/multiurok/html/2017/02/26/s_58b332582fb94/img1.jpg

www.yaklass.ru

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

Тема: Основные металлы и неметаллы

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

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

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

Щелочные и щелочноземельные металлы как типичные металлы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства. У элементов главных подгрупп металлические свойства с увеличением радиуса возрастают. Особенно сильно восстановительные свойства проявляются у щелочных металлов. Настолько сильно, что практически невозможно проводить их реакции с разбавленными водными растворами, так как в первую очередь будет идти реакция взаимодействия их с водой. У щелочноземельных металлов ситуация аналогичная. Они тоже взаимодействуют с водой, но гораздо менее интенсивно, чем щелочные металлы.

Электронные конфигурации валентного слоя щелочных металлов – ns¹ , где n – номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов – ns² (s-элементы). У алюминия валентные электроны …3s²3р¹ (p-элемент). Эти элементы образуют соединения с ионным типом связи. При образовании соединений для них степень окисления соответствует номеру группы.

Обнаружение ионов металла в солях

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

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

Рис. 1

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

Свойства металлов

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

3.

Химические свойства щелочных металлов

1. Взаимодействие с неметаллами

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

2Na + Cl₂→ 2NaCl

2Na + S  Na₂S

2Na + H₂

 2NaH

3Na + P  Na₃P

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

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

Li₃N + 3H₂O → 3LiOH + NH₃↑

2. Взаимодействие с кислородом

Только с литием сразу образуется оксид лития.

4Li + О₂

= 2Li₂О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.

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

К + О₂ = КО₂  

3. Взаимодействие с водой

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

2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂↑

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями

8K + 10HNO

3 (конц) → 8KNO₃ + N₂O +5 H₂O

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

Получение щелочных металлов

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

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

РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
NaOH	Едкий натр (каустическая сода)
NaCl	Поваренная соль
NaNO3	Чилийская селитра
Na2SO4∙10H2O	Глауберова соль
Na2CO3∙10H2O	Сода кристаллическая
KOH	Едкое кали
KCl	Хлорид калия (сильвин)
KNO3	Индийская селитра
K2CO3	Поташ

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

Химические свойства щелочноземельных металлов.

1. Взаимодействие с неметаллами

Сa + Cl₂→ 2СaCl₂

Сa + S  СaS

Сa + H₂ СaH₂

3Сa + 2P

 Сa₃ P_2-

2. Взаимодействие с кислородом

2Сa + O₂ → 2CaO

3. Взаимодействие с водой

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

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями

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

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

Получение щелочноземельных металлов

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

CaCl₂  Сa + Cl₂

Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария

3BaO +2Al  3Ba + Al₂O₃

РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ

Самыми известными соединениями щелочноземельным металлов являются: CaО – негашеная известь. Ca(OH)

2 – гашеная известь, или известковая вода. При пропускании углекислого газа через известковую воду происходит помутнение, так как образуется нерастворимый карбонат кальция СаСО_3. Но надо помнить, что при дальнейшем пропускании углекислого газа образуется уже растворимый гидрокарбонат и осадок исчезает.

Рис. 2

СaO + H₂O → Ca(OH)₂

Ca(OH)₂ + CO₂↑ → CaCO₃↓+ H₂O

CaCO₃↓+ H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

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

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

Рис. 3

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

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

Карбид кальция – CaC₂. Его можно получить так:

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

CaC₂ + 2H₂O →Ca(OH)₂ + C₂H₂↑

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

Рис. 4

Жесткость воды

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

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

Ca(HCO₃)₂  CaCO₃↓ + СО₂↑ + Н₂О

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

CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaCl

Алюминий и его соединения

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

Рис. 5

По своим химическим свойствам он гораздо менее активен, чем щелочные и щело

interneturok.ru

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 + H₂ → 2NaH (гидриды)

6Li + N₂ → 2Li₃N (нитриды)

2Li + 2C → Li₂C₂ (карбиды)

4.      Реакция щелочных металлов с кислотами

(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂­

5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком

(образуется амид натрия):

2Li + 2NH₃ = 2LiNH₂ + H₂

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

2Na + 2C₂H₅OH = 2C₂H₅ONa + H₂;

2K + 2C₆H₅OH = 2C₆H₅OK + H₂;

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

Li⁺ – карминово-красный

Na⁺ – желтый

K⁺, Rb⁺ и Cs⁺ – фиолетовый

Получение щелочных металлов

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

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

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

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

Электронная конфигурация атома лития 1s²2s¹ .  У него самый большой во 2-м периоде атомный радиус, что облегчает отрыв валентного электрона и возникновение иона Li⁺ со стабильной конфигурацией инертного газа (гелия). Следовательно, его соединения образуются с передачей электрона от лития к другому атому и возникновением ионной связи с небольшой долей ковалентности. Литий ‑ типичный металлический элемент. В виде вещества это щелочной металл. От других членов I группы он отличается малыми размерами и наименьшей, по сравнению с ними, активностью. В этом отношении он напоминает расположенный по диагонали от Li элемент II группы ‑ магний. В растворах ион Li⁺ сильно сольватирован; его окружают несколько десятков молекул воды. Литий по величине энергии сольватации — присоединения молекул растворителя, стоит ближе к протону, чем к катионам щелочных металлов.

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

Натрием начинается 3-й период, поэтому у него на внешнем уровне всего 1е^—, занимающий 3s-орбиталь. Радиус атома Na — наибольший в 3-м периоде. Эти две особенности определяют характер элемента. Его электронная конфигурация 1s²2s²2p⁶3s¹.  Единственная степень окисления натрия +1. Электроотрицательность его очень мала, поэтому в соединениях натрий присутствует только в виде положительно заряженного иона и придает химической связи ионный характер. По размеру ион Na⁺ значительно больше, чем Li⁺, и сольватация его не так велика. Однако в растворе в свободном виде он не существует.

Физиологическое значение ионов К⁺ и Na⁺ связано с их различной адсорбируемостью на поверхности компонентов, входящих в состав земной коры. Соединения натрия лишь незначительно подвержены адсорбции, в то время как соединения калия прочно удерживаются глиной и другими веществами. Мембраны клеток, являясь поверхностью раздела клетка ‑ среда, проницаемы для ионов К⁺, вследствие чего внутриклеточная концентрация К⁺ значительно выше, чем ионов Na⁺ . В то же время в плазме крови концентрация Na⁺ превышает содержание в ней калия. С этим обстоятельством связывают возникновение мембранного потенциала клеток. Ионы К⁺ и Na⁺ ‑  одни из основных компонентов жидкой фазы организма. Их соотношение с ионами Са²⁺ строго определенно, а его нарушение приводит к патологии. Введение ионов Na+ в организм не оказывает заметного вредного влияния. Повышение же содержания ионов К⁺ вредно, но в обычных условиях рост его концентрации никогда не достигает опасных величин. Влияние ионов Rb⁺, Cs⁺, Li⁺ еще недостаточно изучено.

Из различных поражений, связанных с применением соединений щелочных металлов, чаще всего встречаются ожоги растворами гидроксидов. Действие щелочей связано с растворением в них белков кожи и образованием щелочных альбуминатов. Щелочь вновь выделяется в результате их гидролиза и действует на более глубокие слои организма, вызывая появление язв. Ногти под влиянием щелочей становятся тусклыми и ломкими. Поражение глаз, даже очень разбавленными растворами щелочей, сопровождается не только поверхностными разрушениями, но нарушениями более глубоких участков глаза (радужной оболочки) и приводит к слепоте. При гидролизе амидов щелочных металлов одновременно образуется щелочь и аммиак, вызывающие трахеобронхит фибринозного типа и воспаление легких.

Калий был получен Г. Дэви практически одновременно с натрием в 1807 г. при электролизе влажного гидроксида калия. От названия этого соединения ‑ «едкое кали» и получил свое наименование элемент. Свойства калия заметно отличаются от свойств натрия, что обусловлено различием величин радиусов их атомов и ионов. В соединениях калия связь более ионная, а в виде иона К⁺ он обладает меньшим поляризующим действием, чем натрий, из-за больших размеров. Природная смесь состоит из трех изотопов ³⁹К, ⁴⁰К, ⁴¹К. Один из них ⁴⁰К ‑ радиоактивен и определенная доля радиоактивности минералов и почвы связана с присутствием этого изотопа. Его период полураспада велик ‑ 1,32 млрд. лет. Определить присутствие калия в образце довольно легко: пары металла и его соединения окрашивают пламя в фиолетово-красный цвет. Спектр элемента довольно прост и доказывает наличие 1е^— на 4s-орбитали. Изучение его послужило одним из оснований для нахождения общих закономерностей в строении спектров.

В 1861 г. при исследовании соли минеральных источников спектральным анализом Роберт Бунзен обнаружил новый элемент. Его наличие доказывалось темно-красными линиями в спектре, которых не давали другие элементы. По цвету этих линий элемент и был назван рубидием (rubidus—темно-красный). В 1863 г. Р. Бунзен получил этот металл и в чистом виде восстановлением тартрата рубидия (виннокислой соли) сажей. Особенностью элемента является легкая возбудимость его атомов. Электронная эмиссия у него появляется под действием красных лучей видимого спектра. Это связано с небольшой разницей в энергиях атомных 4d и 5s-орбиталей. Из всех щелочных элементов, имеющих стабильные изотопы, рубидию (как и цезию) принадлежит один из самых больших атомных радиусов и маленький потенциал ионизации. Такие параметры определяют характер элемента: высокую электроположительность, чрезвычайную химическую активность, низкую температуру плавления (39⁰C) и малую устойчивость к внешним воздействиям.

Открытие цезия, как и рубидия, связано со спектральным анализом. В 1860 г. Р.Бунзен обнаружил две яркие голубые линии в спектре, не принадлежащие ни одному известному к тому времени элементу. Отсюда произошло и название «цезиус» (caesius), что значит небесно-голубой. Это последний элемент подгруппы щелочных металлов, который ещё встречается  в измеримых количествах. Наибольший атомный радиус и наименьшие первые потенциалы ионизации определяют характер и поведение этого элемента. Он обладает ярко выраженной электроположительностью и ярко выраженными металлическими качествами. Стремление отдать внешний 6s-электрон приводит к тому, что все его реакции протекают исключительно бурно. Небольшая разница в энергиях атомных 5d- и 6s-орбиталей обусловливает легкую возбудимость атомов. Электронная эмиссия у цезия наблюдается под действием невидимых инфракрасных лучей (тепловых). Указанная особенность структуры атома определяет хорошую электрическую проводимость тока. Все это делает цезий незаменимым в электронных приборах. В последнее время все больше внимания уделяется цезиевой плазме как топливу будущего и в связи с решением проблемы термоядерного синтеза.

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

Перечисленные вещества реагируют с водой:

Li₃N + 3 H₂O = 3 LiOH + NH₃ ;

Na₂O₂ + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂O₂ ;

K₂O₄ + 2 H₂O = 2 KOH + H₂O₂ + O₂ .

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

Na₂O₂+CO₂=Na₂CO₃+0,5O₂ ;

K₂O₄ + CO₂ = K₂CO₃+ 1,5 O₂ .

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

2Li+H₂=2LiH.

Гидрид лития используется как сильный восстановитель.

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

SiO₂+2NaOH=Na₂SiO₃+H₂O.

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

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

 

himege.ru

Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы

1. Положение в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение и закономерности изменения свойств
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и фосфором
7.1.3. Взаимодействие с водородом
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие со слабыми кислотами
7.2.6. Взаимодействие с солями

Оксиды щелочных металлов
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
2.2. Взаимодействие с кислотами
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Взаимодействие с кислотами

Пероксиды щелочных металлов
 1. Химические свойства
1.1. Взаимодействие с водой
1.2. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
1.3. Взаимодействие с кислотами
1.4. Разложение
1.5. Взаимодействие с восстановителями
1.6. Взаимодействие с окислителями

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие щелочей с кислотами
2.2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие щелочей с амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Взаимодействие щелочей с кислыми солями
2.5. Взаимодействие щелочей с неметаллами
2.6. Взаимодействие щелочей с металлами
2.7. Взаимодействие щелочей с солями
2.8. Разложение щелочей
2.9. Диссоциация щелочей
2.10. Электролиз щелочей

Соли щелочных металлов 

Щелочные металлы

Положение в периодической системе химических элементов

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства 

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns¹, на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические свойства, ослабевают неметаллические свойства, уменьшается электроотрица-тельность.

Физические свойства 

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы, в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения 

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl _{(расплав)} → 2Na + Cl₂

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить  нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов.

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K  +  I₂  =  2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na  +  S  =  Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K    +    P    =   K₃P

2Na  +  H₂  =  2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

6Li   +  N₂  =  2Li₃N

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

2Na   +   2C    =    Na₂C₂

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

4Li   +   O₂   =   2Li₂O

2Na  +  O₂  =  Na₂O₂

K   +   O₂   =   KO₂

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой. Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например, калий реагирует с водой очень бурно:

2K⁰ + H₂⁺O = 2K⁺OH + H₂⁰

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например, натрий бурно реагирует с соляной кислотой:

2Na  +  2HCl  =  2NaCl  +  H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например, при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

8Na  +  5H₂SO_4(конц.)  → 4Na₂SO₄  +  H₂S  +  4H₂O

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

8Na + 10HNO_{3 (конц)} → N₂O + 8NaNO₃ + 5H₂O

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

10Na + 12HNO_{3 (разб)}→ N₂ +10NaNO₃ + 6H₂O

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Na  +  10HNO₃  =  8NaNO₃  +  NH₄NO₃  +  3H₂O

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства. Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами, фенолом и органическими кислотами.

Например, при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

2Li + 2NH₃ = 2LiNH₂ + H₂ ↑

 Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na  →  Na ─ C≡C ─ Na + H₂

 Фенол с натрием реагирет с образованием фенолята натрия и водорода:

2C₆H₅OH  +  2Na  →  2C₆H₅ONa   +  H₂↑

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

2СН₃ОН   +  2Na   →   2 CH₃ONa   +  H₂↑

 Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH    +   2Li     →  2CH₃COOOLi    +   H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например, хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2CH₃Cl + 2Na   →  C₂H₆ + 2NaCl

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями. Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например, натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Способы получения

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только косвенными методами: взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. Оксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

10Na  +  2NaNO₃ →  6Na₂O  +  N₂ ↑

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия:

2Na  +  Na₂O₂ →  2Na₂O

 3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи:

2Na  +  2NaOН → 2Na₂O  +  Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития:

2LiOН → Li₂O  +  Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:

Например, оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

3Na₂O  +  P₂O₅  → 2Na₃PO₄

Оксид лития взаимодейсвует с амфотерным оксидом алюминия:

Na₂O  +  Al₂O₃  → 2NaAlO₂

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например, оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K₂O  +  2HCl →  2KCl  +  H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например, оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li₂O  +  H₂O →  2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

2Na₂O + O₂ = 2Na₂O₂

Пероксиды щелочных металлов

Химические свойства

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой. При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

Na₂O₂   +  2H₂O (хол.)  =  2NaOH  +   H₂O₂

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2Na₂O₂  +  2H₂O (гор.)  =  4NaOH  +   O₂↑

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами.

Например, пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образовани-ем карбоната натрия и кислорода:

2Na₂O₂  +  CO₂  =  2Na₂CO₃  + O₂↑

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются со

chemege.ru

Щелочные металлы. Строение, физические и химические свойства, применение :: SYL.ru

Щелочные металлы — общее название элементов 1-й группы периодической системы химических элементов. Ее состав: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr), и гипотетический элемент — унуненний (Uue). Наименование группы произошло от названия растворимых гидроксидов натрия и калия, обладающих реакцией и вкусом щелочи. Рассмотрим общие черты строения атомов элементов, свойства, получение и применение простых веществ.

Устаревшая и новая нумерация группы

По устаревшей системе нумерации щелочные металлы, занимающие крайний слева вертикальный столбец таблицы Менделеева, относятся к I-А группе. В 1989 году в качестве основного Международный химический союз (IUPAC) предложил иной вариант (длиннопериодный). Щелочные металлы в соответствии с новой классификацией и сплошной нумерацией относятся к 1-й группе. Открывает эту совокупность представитель 2-го периода — литий, завершает ее радиоактивный элемент 7-го периода — франций. У всех металлов 1-й группы во внешней оболочке атомов содержится один s-электрон, который они легко отдают (восстанавливаются).

Строение атомов щелочных металлов

Для элементов 1-й группы характерно наличие второго энергетического уровня, повторяющего строение предшествующего инертного газа. У лития на предпоследнем слое — 2, у остальных — по 8 электронов. В химических реакциях атомы легко отдают внешний s-электрон, приобретая энергетически выгодную конфигурацию благородного газа. Элементы 1-й группы обладают малыми величинами энергии ионизации и электроотрицательности (ЭО). Они легко образуют однозарядные положительные ионы. При переходе от лития к францию возрастает количество протонов и электронов, радиус атома. Рубидий, цезий и франций легче отдают внешний электрон, чем предшествующие им в группе элементы. Следовательно, в группе сверху вниз увеличивается восстановительная способность.

Содержание в земной коре

Легкая окисляемость щелочных металлов приводит к тому, что элементы 1-й группы существуют в природе в виде соединений своих однозарядных катионов. Содержание в земной коре натрия — 2,0%, калия — 1,1%. Другие элементы в ней находятся в малых количествах, например, запасы франция — 340 г. Хлорид натрия растворен в морской воде, рапе соленых озер и лиманов, образует залежи каменной или поваренной соли. Вместе с галитом встречаются сильвинит NaCl • KCl и сильвин KCl. Полевой шпат образован алюмосиликатом калия K₂[Al₂Si₆O₁₆]. В воде ряда озер растворен карбонат натрия, а запасы сульфата элемента сосредоточены в акватории Каспийского моря (Кара-Богаз-Гол). Встречаются залежи нитрата натрия в Чили (чилийская селитра). Существует ограниченное число природных соединений лития. В качестве примесей к соединениям элементов 1-й группы встречаются рубидий и цезий, а франций находят в составе урановых руд.

Последовательность открытия щелочных металлов

Британский химик и физик Г. Дэви в 1807 году провел электролиз расплавов щелочей, впервые получив натрий и калий в свободном виде. В 1817 году шведский ученый Иоганн Арфведсон открыл элемент литий в минералах, а в 1825-м Г. Дэви выделил чистый металл. Рубидий был впервые обнаружен в 1861 году Р. Бунзеном и Г. Кирхгофом. Немецкие исследователи анализировали состав алюмосиликатов и получили в спектре красную линию, соответствующую новому элементу. В 1939 году сотрудница Парижского института радиоактивности Маргарита Пере установила существование изотопа франция. Она же дала название элементу в честь своей родины. Унуненний (эка-франций) — предварительное название нового вида атомов с порядковым номером 119. Временно используется химический символ Uue. Исследователи с 1985 года предпринимают попытки синтеза нового элемента, который станет первым в 8-м периоде, седьмым в 1-й группе.

Физические свойства щелочных металлов

Почти все щелочные металлы обладают серебристо-белым цветом и металлическим блеском на свежем срезе (цезий имеет золотисто-желтую окраску). На воздухе блеск тускнеет, появляется серая пленка, на литии — зеленовато-черная. Этот металл обладает наибольшей твердостью среди соседей по группе, но уступает тальку — самому мягкому минералу, открывающему шкалу Мооса. Натрий и калий легко сгибаются, их можно разрезать. Рубидий, цезий и франций в чистом виде представляют тестообразную массу. Плавление щелочных металлов происходит при относительно низкой температуре. Для лития она достигает 180,54 °С. Натрий плавится при температуре 97,86 °С, калий — при 63,51 °С, рубидий — при 39,32 °С, цезий — при 28,44 °С. Плотность щелочных металлов меньше, чем родственных им веществ. Литий плавает в керосине, поднимается на поверхность воды, калий и натрий также всплывают в нем.

Кристаллическое состояние

Кристаллизация щелочных металлов происходит в кубической сингонии (объемно-центрированной). Атомы в ее составе обладают зоной проводимости, на свободные уровни которой могут переходить электроны. Именно эти активные частицы осуществляет особую химическую связь — металлическую. Общность строения энергетических уровней и природа кристаллических решеток объясняют сходство элементов 1-й группы. При переходе от лития к цезию возрастают массы атомов элементов, что приводит к закономерному увеличению плотности, а также к изменению других свойств.

Химические свойства щелочных металлов

Единственный внешний электрон в атомах щелочных металлов слабо притягивается к ядру, поэтому им свойственна низкая энергия ионизации, отрицательное или близкое к нулю сродство к электрону. Элементы 1-й группы, обладая восстановительной активностью, практически не способны окислять. В группе сверху вниз возрастает активность в химических реакциях:

• Натрий, калий и литий при небольшом нагревании загораются на воздухе. Для первых двух металлов характерно образование в этой реакции пероксидов и надпероксидов, а для лития — оксида Li₂O. Рубидий и цезий на воздухе самовоспламеняются.
• Щелочные металлы способны восстанавливать даже водород. При нагревании взаимодействуют с атомами самого легкого элемента и восстанавливают его до отрицательно заряженного иона H^—. В реакции получаются гидриды, например, NaH, KH.
• Простые вещества, соответствующие элементам 1-й группы, взаимодействуют с водой и образуют щелочи, например, LiOH, NaOH, KOH. Процесс сопровождается выделением газообразного водорода, который самовоспламеняется или взрывается. 2Na + 2H₂O = 2NaOH + H_2^↑. Рубидий и цезий вступают в реакцию даже со льдом. Хранение щелочных металлов допускается под слоем минерального масла, в керосине, в запаянных стеклянных сосудах.
• Активно взаимодействуют металлы 1-й группы с галогенами, особенно энергично происходит реакция с фтором и хлором, при нагревании — с серой и фосфором. Большинство получившихся солей обладает хорошей растворимостью.
• Качественная реакция — разложение солей щелочных металлов в огне газовой горелки. Пары окрашивают пламя в определенный цвет.
• При взаимодействии щелочных металлов со спиртами получаются алкоголяты, с карбоновыми кислотами они дают соответствующие соли, например, формиат натрия.

Получение и применение щелочных металлов

Металлы, относящиеся к 1-й группе, в промышленности получают электролизом расплавов их галогенидов и других природных соединений. При разложении под действием электрического тока положительные ионы на катоде присоединяют электроны и восстанавливаются до свободного металла. На противоположном электроде происходит окисление аниона.

При электролизе расплавов гидроксидов на аноде окисляются частицы OH^—, выделяется кислород и получается вода. Еще один метод заключается в термическом восстановлении щелочных металлов из расплавов их солей кальцием. Простые вещества и соединения элементов 1-й группы имеют практическое значение. Литий служит сырьем в атомной энергетике, используется в ракетной технике. В металлургии применяется для удаления остатков водорода, азота, кислорода, серы. Гидроксидом дополняют электролит в щелочных аккумуляторах.

Натрий необходим для атомной энергетики, металлургии, органического синтеза. Цезий и рубидий используются при изготовлении фотоэлементов. Широкое применение находят гидроксиды и соли, особенно хлориды, нитраты, сульфаты, карбонаты щелочных металлов. Катионы обладают биологической активностью, особенно важны для организма человека ионы натрия и калия.

www.syl.ru

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

Щелочноземельными металлами называют \(4\) химических элемента \(I\)\(I\)\(A\) группы Периодической системы Д. И. Менделеева, начиная с кальция:

 

кальций \(Ca\), стронций \(Sr\), барий \(Ba\), радий \(Ra\).

Электронное строение атомов

На внешнем энергетическом уровне атомы металлов \(IIA\) группы имеют два электрона.

 

Поэтому для всех щелочноземельных металлов характерна степень окисления \(+2\).

Этим объясняется сходство их свойств.

 

Для металлов \(I\)\(I\)\(A\) группы (сверху вниз) характерно:

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

Нахождение в природе

Из щелочноземельных металлов кальций наиболее широко распространён в природе, а радиоактивный радий — менее всего.

 

Все щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью, поэтому встречаются в природе только в виде соединений.

 

Основными источниками кальция являются его карбонаты CaCO3 (мел, мрамор, известняк).

В свободном виде простые вещества представляют собой типичные металлы от серого до серебристого цвета.

Физические свойства простых веществ

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

 

Тем не менее, металлы \(I\)\(I\)\(A\) группы имеют разные значения температуры плавления, плотности и других физических свойств.

Химические свойства

Щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью, реагируют с кислородом, водородом, другими неметаллами, оксидами, кислотами, солями.

 

Они являются сильными восстановителями.

 

Щелочноземельные металлы активно реагируют с:

 

водой, образуя соответствующие гидроксиды и выделяя водород:

 

Ba+2h3O=Ba(OH)2+h3↑;

 

кислотами, легко растворяясь в их растворах с образованием соответствующих солей:

 

Ba+2HCl=BaCl2+h3↑;

 

с неметаллами, образуя оксиды или соответствующие соли (гидриды, галогениды, сульфиды и др.):

 

 

Bа+Cl2=BаCl2,

 

Bа+S=BаS.

Щелочноземельные металлы получают в основном электролизом расплавов галогенидов. Чаще используются хлориды металлов.

 

При этом на катоде восстанавливаются катионы, а на аноде окисляются анионы.

Суммарное уравнение реакции электролиза расплава хлорида кальция: 

 

CaCl2=Ca+Cl2↑. 

www.yaklass.ru

Щелочные металлы в химии

К щелочным металлам относятся металлы IA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один валентный электрон. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов – ns¹. В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +1. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон.

Физические свойства щелочных металлов

Все щелочные металлы легкие (обладают небольшой плотностью), очень мягкие (за исключением Li легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу), имеют низкие температуры кипения и плавления (с ростом заряда ядра атома щелочного металла происходит понижение температуры плавления).

В свободном состоянии Li, Na, K и Rb – серебристо-белые металлы, Cs – металл золотисто-желтого цвета.

Щелочные металлы хранят в запаянных ампулах под слоем керосина или вазелинового масла, поскольку они обладают высокой химической активностью.

Щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, что обусловлено наличием металлической связи и объемоцентрированной кристаллической решетки

Получение щелочных металлов

Все щелочные металлы возможно получить электролизом расплава их солей, однако на практике таким способом получают только Li и Na, что связано с высокой химической активностью K, Rb, Cs:

2LiCl = 2Li + Cl₂↑

2NaCl = 2Na + Cl₂↑

Любой щелочной металл можно получить восстановлением соответствующего галогенида (хлорида или бромида), применяя в качестве восстановителей Ca, Mg или Si. Реакции проводят при нагревании (600 – 900С) и под вакуумом. Уравнение получения щелочных металлов таким способом в общем виде:

2MeCl + Ca = 2Mе↑ + CaCl₂,

где Ме – металл.

Известен способ получения лития из его оксида. Реакцию проводят при нагревании до 300°С и под вакуумом:

2Li₂O + Si + 2CaO = 4Li + Ca₂SiO₄

Получение калия возможно по реакции между расплавленным гидроксидом калия и жидким натрием. Реакцию проводят при нагревании до 440°С:

KOH + Na = K + NaOH

Химические свойства щелочных металлов

Все щелочные металлы активно взаимодействуют с водой образуя гидроксиды. Из-за высокой химической активности щелочных металлов протекание реакции взаимодействия с водой может сопровождаться взрывом. Наиболее спокойно с водой реагирует литий. Уравнение реакции в общем виде:

2Me + H₂O = 2MeOH + H₂↑

где Ме – металл.

Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха образую ряд различных соединений – оксиды (Li), пероксиды (Na), надпероксиды (K, Rb, Cs):

4Li + O₂ = 2Li₂O

2Na + O₂ =Na₂O₂

K + O₂ = KO₂

Все щелочные металлы при нагревании реагируют с неметаллами (галогенами, азотом, серой, фосфором, водородом и др.). Например:

2Na + Cl₂ =2NaCl

6Li + N₂ = 2Li₃N

2Li +2C = Li₂C₂

2K + S = K₂S

2Na + H₂ = 2NaH

Щелочные металлы способны взаимодействовать со сложными веществами (растворы кислот, аммиак, соли). Так, при взаимодействии щелочных металлов с аммиаком происходит образование амидов:

2Li + 2NH₃ = 2LiNH₂ + H₂↑

Взаимодействие щелочных металлов с солями происходит по следующему принципу –вытесняют менее активные металлы (см. ряд активности металлов) из их солей:

3Na + AlCl₃ = 3NaCl + Al

Взаимодействие щелочных металлов с кислотами неоднозначно, поскольку при протекании таких реакций металл первоначально будет реагировать с водой раствора кислоты, а образующаяся в результате этого взаимодействия щелочь будет реагировать с кислотой.

Щелочные металлы реагируют с органическими веществами, такими, как спирты, фенолы, карбоновые кислоты:

2Na + 2C₂H₅OH = 2C₂H₅ONa + H₂↑

2K + 2C₆H₅OH = 2C₆H₅OK + H₂↑

2Na + 2CH₃COOH = 2CH₃COONa + H₂↑

Качественные реакции

Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами: Li⁺ окрашивает пламя в красный цвет, Na⁺ — в желтый, а K⁺, Rb⁺, Cs⁺ — в фиолетовый.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com